Ejemplos de fórmulas ácidas. Las clases más importantes de sustancias inorgánicas. Óxidos. Hidróxidos. Sal. Ácidos, bases, sustancias anfóteras. Los ácidos más importantes y sus sales. Relación genética de las clases más importantes de sustancias inorgánicas.
Los ácidos son compuestos químicos que son capaces de donar un ión de hidrógeno (catión) cargado eléctricamente y también de aceptar dos electrones que interactúan, lo que da como resultado la formación de un enlace covalente.
En este artículo veremos los principales ácidos que se estudian en los grados medios de las escuelas secundarias y también aprenderemos muchos datos interesantes sobre una amplia variedad de ácidos. Empecemos.
Ácidos: tipos
En química, existen muchos ácidos diferentes que tienen propiedades muy diferentes. Los químicos distinguen los ácidos por su contenido de oxígeno, volatilidad, solubilidad en agua, fuerza, estabilidad y si pertenecen a la clase de compuestos químicos orgánicos o inorgánicos. En este artículo veremos una tabla que presenta los ácidos más famosos. La tabla te ayudará a recordar el nombre del ácido y su fórmula química.
Entonces todo es claramente visible. Esta tabla presenta los ácidos más famosos de la industria química. La tabla te ayudará a recordar nombres y fórmulas mucho más rápido.
Ácido sulfuro de hidrógeno
H 2 S es ácido hidrosulfuro. Su peculiaridad radica en que también es un gas. El sulfuro de hidrógeno es muy poco soluble en agua y también interactúa con muchos metales. El ácido de sulfuro de hidrógeno pertenece al grupo de los "ácidos débiles", cuyos ejemplos consideraremos en este artículo.
El H 2 S tiene un sabor ligeramente dulce y también un olor muy fuerte a huevo podrido. En la naturaleza, se puede encontrar en gases naturales o volcánicos y también se libera durante la descomposición de las proteínas.
Las propiedades de los ácidos son muy diversas; aunque un ácido sea indispensable en la industria, puede resultar muy perjudicial para la salud humana. Este ácido es muy tóxico para los humanos. Cuando se inhala una pequeña cantidad de sulfuro de hidrógeno, una persona experimenta dolor de cabeza, náuseas intensas y mareos. Si una persona inhala un gran número de H 2 S, puede provocar convulsiones, coma o incluso la muerte instantánea.
Ácido sulfúrico
El H 2 SO 4 es un ácido sulfúrico fuerte, que se presenta a los niños en las lecciones de química en el octavo grado. Los ácidos químicos como el ácido sulfúrico son agentes oxidantes muy fuertes. El H 2 SO 4 actúa como agente oxidante sobre muchos metales, así como sobre óxidos básicos.
El H 2 SO 4 provoca quemaduras químicas cuando entra en contacto con la piel o la ropa, pero no es tan tóxico como el sulfuro de hidrógeno.
Ácido nítrico
Los ácidos fuertes son muy importantes en nuestro mundo. Ejemplos de tales ácidos: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 es un ácido nítrico muy conocido. Ha encontrado una amplia aplicación tanto en la industria como en la agricultura. Se utiliza para fabricar diversos fertilizantes, en joyería, en la impresión de fotografías, en la producción de medicamentos y tintes, así como en la industria militar.
Los ácidos químicos como el ácido nítrico son muy perjudiciales para el organismo. Los vapores de HNO 3 dejan úlceras, provocan inflamación aguda e irritación del tracto respiratorio.
Ácido nitroso
El ácido nitroso a menudo se confunde con el ácido nítrico, pero existe una diferencia entre ellos. El hecho es que es mucho más débil que el nitrógeno, tiene propiedades y efectos completamente diferentes en el cuerpo humano.
El HNO 2 ha encontrado una amplia aplicación en la industria química.
ácido fluorhídrico
El ácido fluorhídrico (o fluoruro de hidrógeno) es una solución de H 2 O con HF. La fórmula ácida es HF. El ácido fluorhídrico se utiliza de forma muy activa en la industria del aluminio. Se utiliza para disolver silicatos, grabar silicio y vidrio de silicato.
El fluoruro de hidrógeno es muy perjudicial para el cuerpo humano y, dependiendo de su concentración, puede ser un narcótico suave. Si entra en contacto con la piel, al principio no hay cambios, pero al cabo de unos minutos puede aparecer un dolor agudo y una quemadura química. El ácido fluorhídrico es muy perjudicial para el medio ambiente.
Ácido clorhídrico
HCl es cloruro de hidrógeno y es un ácido fuerte. El cloruro de hidrógeno conserva las propiedades de los ácidos pertenecientes al grupo de los ácidos fuertes. El ácido es de apariencia transparente e incoloro, pero humea en el aire. El cloruro de hidrógeno se utiliza ampliamente en las industrias metalúrgica y alimentaria.
Este ácido provoca quemaduras químicas, pero entrar en contacto con los ojos es especialmente peligroso.
Ácido fosfórico
El ácido fosfórico (H 3 PO 4) es un ácido débil en sus propiedades. Pero incluso los ácidos débiles pueden tener las propiedades de los fuertes. Por ejemplo, el H 3 PO 4 se utiliza en la industria para restaurar el hierro del óxido. Además, el ácido fosfórico (u ortofosfórico) se utiliza ampliamente en la agricultura; a partir de él se elaboran muchos fertilizantes diferentes.
Las propiedades de los ácidos son muy similares: casi todos ellos son muy dañinos para el cuerpo humano, el H 3 PO 4 no es una excepción. Por ejemplo, este ácido también provoca quemaduras químicas graves, hemorragias nasales y rotura de dientes.
Ácido carbónico
El H 2 CO 3 es un ácido débil. Se obtiene disolviendo CO 2 (dióxido de carbono) en H 2 O (agua). El ácido carbónico se utiliza en biología y bioquímica.
Densidad de varios ácidos.
La densidad de los ácidos ocupa un lugar importante en las partes teórica y práctica de la química. Al conocer la densidad, puedes determinar la concentración de un ácido en particular, resolver problemas de cálculos químicos y agregar la cantidad correcta de ácido para completar la reacción. La densidad de cualquier ácido cambia según la concentración. Por ejemplo, cuanto mayor sea el porcentaje de concentración, mayor será la densidad.
Propiedades generales de los ácidos.
Absolutamente todos los ácidos lo son (es decir, están formados por varios elementos de la tabla periódica) y necesariamente incluyen H (hidrógeno) en su composición. A continuación veremos cuáles son comunes:
- Todos los ácidos que contienen oxígeno (en cuya fórmula está presente O) forman agua durante la descomposición, y también los ácidos libres de oxígeno se descomponen en sustancias simples (por ejemplo, el 2HF se descompone en F 2 y H 2).
- Los ácidos oxidantes reaccionan con todos los metales de la serie de actividad metálica (solo los ubicados a la izquierda de H).
- Interactúan con varias sales, pero solo con aquellas que fueron formadas por un ácido aún más débil.
Los ácidos se diferencian mucho entre sí en sus propiedades físicas. Después de todo, pueden tener olor o no, y también estar en una variedad de estados físicos: líquido, gaseoso e incluso sólido. Los ácidos sólidos son muy interesantes de estudiar. Ejemplos de tales ácidos: C 2 H 2 0 4 y H 3 BO 3.
Concentración
La concentración es un valor que determina la composición cuantitativa de cualquier solución. Por ejemplo, los químicos a menudo necesitan determinar cuánto ácido sulfúrico puro está presente en el ácido diluido H 2 SO 4. Para ello, vierten una pequeña cantidad de ácido diluido en una taza medidora, lo pesan y determinan la concentración mediante una tabla de densidad. La concentración de ácidos está estrechamente relacionada con la densidad; a menudo, al determinar la concentración, surgen problemas de cálculo en los que es necesario determinar el porcentaje de ácido puro en una solución.
Clasificación de todos los ácidos según el número de átomos de H en su fórmula química.
Una de las clasificaciones más populares es la división de todos los ácidos en ácidos monobásicos, dibásicos y, en consecuencia, tribásicos. Ejemplos de ácidos monobásicos: HNO 3 (nítrico), HCl (clorhídrico), HF (fluorhídrico) y otros. Estos ácidos se llaman monobásicos porque contienen solo un átomo de H. Hay muchos de este tipo de ácidos, es imposible recordar absolutamente todos. Solo hay que recordar que los ácidos también se clasifican según el número de átomos de H en su composición. Los ácidos dibásicos se definen de manera similar. Ejemplos: H 2 SO 4 (sulfúrico), H 2 S (sulfuro de hidrógeno), H 2 CO 3 (carbón) y otros. Tribásico: H 3 PO 4 (fosfórico).
Clasificación básica de ácidos.
Una de las clasificaciones de ácidos más populares es su división en oxigenados y libres de oxígeno. ¿Cómo recordar, sin conocer la fórmula química de una sustancia, que es un ácido que contiene oxígeno?
Todos los ácidos libres de oxígeno carecen del importante elemento O - oxígeno, pero contienen H. Por lo tanto, la palabra "hidrógeno" siempre va adjunta a su nombre. HCl es un H 2 S - sulfuro de hidrógeno.
Pero también puedes escribir una fórmula basada en los nombres de los ácidos que contienen ácidos. Por ejemplo, si el número de átomos de O en una sustancia es 4 o 3, entonces siempre se agrega al nombre el sufijo -n-, así como la terminación -aya-:
- H 2 SO 4 - azufre (número de átomos - 4);
- H 2 SiO 3 - silicio (número de átomos - 3).
Si una sustancia tiene menos de tres átomos de oxígeno o tres, entonces se utiliza el sufijo -ist- en el nombre:
- HNO 2 - nitrogenado;
- H 2 SO 3 - sulfuroso.
Propiedades generales
Todos los ácidos tienen un sabor ácido y, a menudo, ligeramente metálico. Pero hay otras propiedades similares que consideraremos ahora.
Hay sustancias llamadas indicadores. Los indicadores cambian de color, o el color permanece, pero su matiz cambia. Esto ocurre cuando los indicadores se ven afectados por otras sustancias, como los ácidos.
Un ejemplo de cambio de color es un producto tan familiar como el té y el ácido cítrico. Cuando se agrega limón al té, el té gradualmente comienza a aclararse notablemente. Esto se debe al hecho de que el limón contiene ácido cítrico.
Hay otros ejemplos. El tornasol, que en un ambiente neutro es de color lila, se vuelve rojo cuando se le añade ácido clorhídrico.
Cuando las tensiones están en la serie de tensiones antes que el hidrógeno, se liberan burbujas de gas - H. Sin embargo, si un metal que está en la serie de tensiones después de H se coloca en un tubo de ensayo con ácido, entonces no se producirá ninguna reacción, no habrá evolución de gases. Así, el cobre, la plata, el mercurio, el platino y el oro no reaccionarán con los ácidos.
En este artículo examinamos los ácidos químicos más famosos, así como sus principales propiedades y diferencias.
| Fórmulas ácidas | Nombres de ácidos | Nombres de las sales correspondientes. |
| HClO4 | cloro | percloratos |
| HClO3 | hipocloroso | cloratos |
| HClO2 | cloruro | cloritos |
| HClO | hipocloroso | hipocloritos |
| H5IO6 | yodo | periodatos |
| HÍO 3 | yódico | yodatos |
| H2SO4 | sulfúrico | sulfatos |
| H2SO3 | sulfuroso | sulfitos |
| H2S2O3 | tioazufre | tiosulfatos |
| H2S4O6 | tetratiónico | tetrationatos |
| HNO3 | nitrógeno | nitratos |
| HNO2 | nitrogenado | nitritos |
| H3PO4 | ortofosfórico | ortofosfatos |
| HPO3 | metafosfórico | metafosfatos |
| H3PO3 | fosforoso | fosfitos |
| H3PO2 | fosforoso | hipofosfitos |
| H2CO3 | carbón | carbonatos |
| H2SiO3 | silicio | silicatos |
| HMnO4 | manganeso | permanganatos |
| H2MnO4 | manganeso | manganatos |
| H2CrO4 | cromo | cromatos |
| H2Cr2O7 | dicromo | dicromatos |
| frecuencia cardíaca | fluoruro de hidrógeno (fluoruro) | fluoruros |
| HCl | clorhídrico (clorhídrico) | cloruros |
| HBr | bromhídrico | bromuros |
| HOLA | yoduro de hidrógeno | yoduros |
| H2S | sulfuro de hidrógeno | sulfuros |
| HCN | cianuro de hidrógeno | cianuros |
| HOCN | cian | cianatos |
Permítanme recordarles brevemente, utilizando ejemplos específicos, cómo se deben llamar correctamente las sales.
Ejemplo 1. La sal K 2 SO 4 está formada por un residuo de ácido sulfúrico (SO 4) y el metal K. Las sales de ácido sulfúrico se llaman sulfatos. K 2 SO 4 - sulfato de potasio.
Ejemplo 2. FeCl 3: la sal contiene hierro y un residuo de ácido clorhídrico (Cl). Nombre de la sal: cloruro de hierro (III). Tenga en cuenta: en en este caso no sólo debemos nombrar el metal, sino también indicar su valencia (III). En el ejemplo anterior esto no era necesario, ya que la valencia del sodio es constante.
Importante: ¡el nombre de la sal debe indicar la valencia del metal solo si el metal tiene una valencia variable!
Ejemplo 3. Ba(ClO) 2: la sal contiene bario y el resto de ácido hipocloroso (ClO). Nombre de la sal: hipoclorito de bario. La valencia del metal Ba en todos sus compuestos es dos;
Ejemplo 4. (NH4)2Cr2O7. El grupo NH 4 se llama amonio, la valencia de este grupo es constante. Nombre de la sal: dicromato de amonio (dicromato).
En los ejemplos anteriores solo encontramos los llamados. Sales medias o normales. Aquí no se tratarán las sales ácidas, básicas, dobles y complejas, ni las sales de ácidos orgánicos.
Si está interesado no solo en la nomenclatura de las sales, sino también en los métodos de preparación y las propiedades químicas, le recomiendo que consulte las secciones correspondientes del libro de referencia de química: "
| Sin oxígeno: | Basicidad | nombre de la sal |
| HCl - clorhídrico (clorhídrico) | monobásico | cloruro |
| HBr - bromhídrico | monobásico | bromuro |
| HI - yodhidrato | monobásico | yoduro |
| HF - fluorhídrico (fluórico) | monobásico | fluoruro |
| H 2 S - sulfuro de hidrógeno | con dos bases | sulfuro |
| Que contiene oxígeno: | ||
| HNO 3 – nitrógeno | monobásico | nitrato |
| H 2 SO 3 - sulfuroso | con dos bases | sulfito |
| H 2 SO 4 – sulfúrico | con dos bases | sulfato |
| H 2 CO 3 - carbón | con dos bases | carbonato |
| H 2 SiO 3 - silicio | con dos bases | silicato |
| H 3 PO 4 - ortofosfórico | tribásico | ortofosfato |
Sales – Sustancias complejas que constan de átomos metálicos y residuos ácidos. Esta es la clase más numerosa de compuestos inorgánicos.
Clasificación. Por composición y propiedades: media, ácida, básica, doble, mixta, compleja.
Sales medianas son productos de la sustitución completa de los átomos de hidrógeno de un ácido polibásico por átomos metálicos.
Tras la disociación, sólo se producen cationes metálicos (o NH 4 +). Por ejemplo:
Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO
CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -
Sales ácidas son productos de sustitución incompleta de átomos de hidrógeno de un ácido polibásico por átomos metálicos.
Al disociarse, dan cationes metálicos (NH 4 +), iones de hidrógeno y aniones del residuo ácido, por ejemplo:
NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO .
Sales basicas son productos de sustitución incompleta de grupos OH, la base correspondiente con residuos ácidos.
Al disociarse, dan cationes metálicos, aniones hidroxilo y un residuo ácido.
Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .
sales dobles contienen dos cationes metálicos y al disociarse dan dos cationes y un anión.
KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO
Sales complejas contienen cationes o aniones complejos.
Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -
Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -
Relación genética entre diferentes clases de compuestos.
PARTE EXPERIMENTAL
Equipos y utensilios: gradilla con tubos de ensayo, lavadora, lámpara de alcohol.
Reactivos y materiales: fósforo rojo, óxido de zinc, gránulos de Zn, cal apagada en polvo Ca(OH) 2, soluciones 1 mol/dm 3 de NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HСl, H 2 SO 4, papel indicador universal, solución de fenolftaleína, naranja de metilo, agua destilada.
Orden de trabajo
1. Vierta óxido de zinc en dos tubos de ensayo; agregue una solución ácida (HCl o H 2 SO 4) a uno y una solución alcalina (NaOH o KOH) al otro y caliente ligeramente con una lámpara de alcohol.
Observaciones:¿El óxido de zinc se disuelve en una solución ácida y alcalina?
escribir ecuaciones
Conclusiones: 1.¿A qué tipo de óxido pertenece el ZnO?
2. ¿Qué propiedades tienen los óxidos anfóteros?
Preparación y propiedades de los hidróxidos.
2.1. Sumerja la punta de la tira indicadora universal en la solución alcalina (NaOH o KOH). Compare el color resultante de la tira indicadora con la escala de colores estándar.
Observaciones: Registre el valor de pH de la solución.
2.2. Tome cuatro tubos de ensayo, vierta 1 ml de solución de ZnSO 4 en el primero, CuSO 4 en el segundo, AlCl 3 en el tercero y FeCl 3 en el cuarto. Agregue 1 ml de solución de NaOH a cada tubo de ensayo. Escribe observaciones y ecuaciones para las reacciones que ocurren.
Observaciones:¿Se produce precipitación cuando se agrega álcali a una solución salina? Indique el color del sedimento.
escribir ecuaciones reacciones que ocurren (en forma molecular e iónica).
Conclusiones:¿Cómo se pueden preparar los hidróxidos metálicos?
2.3. Transfiera la mitad de los sedimentos obtenidos en el experimento 2.2 a otros tubos de ensayo. Trate una parte del sedimento con una solución de H 2 SO 4 y la otra con una solución de NaOH.
Observaciones:¿Se produce la disolución del precipitado cuando se añaden álcalis y ácidos a los precipitados?
escribir ecuaciones reacciones que ocurren (en forma molecular e iónica).
Conclusiones: 1. ¿Qué tipo de hidróxidos son Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 3?
2. ¿Qué propiedades tienen los hidróxidos anfóteros?
Obtención de sales.
3.1. Vierta 2 ml de solución de CuSO 4 en un tubo de ensayo y sumerja una uña limpia en esta solución. (La reacción es lenta, los cambios en la superficie de la uña aparecen después de 5-10 minutos).
Observaciones:¿Hay algún cambio en la superficie de la uña? ¿Qué se está depositando?
Escribe la ecuación de la reacción redox.
Conclusiones: Teniendo en cuenta la gama de tensiones del metal, indique el método de obtención de las sales.
3.2. Coloque un gránulo de zinc en un tubo de ensayo y agregue una solución de HCl.
Observaciones:¿Hay algún desprendimiento de gas?
escribe la ecuacion
Conclusiones:¿Explica este método de obtención de sales?
3.3. Vierta un poco de cal apagada en polvo Ca(OH)2 en un tubo de ensayo y agregue una solución de HCl.
Observaciones:¿Hay desprendimiento de gases?
escribe la ecuacion la reacción que tiene lugar (en forma molecular e iónica).
Conclusión: 1. ¿Qué tipo de reacción es la interacción entre un hidróxido y un ácido?
2.¿Qué sustancias son los productos de esta reacción?
3.5. Vierta 1 ml de soluciones salinas en dos tubos de ensayo: en el primero, sulfato de cobre, en el segundo, cloruro de cobalto. Añadir a ambos tubos de ensayo. gota a gota solución de hidróxido de sodio hasta que se forme precipitación. Luego agregue el exceso de álcali a ambos tubos de ensayo.
Observaciones: Indique los cambios de color de la precipitación en las reacciones.
escribe la ecuacion la reacción que tiene lugar (en forma molecular e iónica).
Conclusión: 1. ¿Como resultado de qué reacciones se forman las sales básicas?
2. ¿Cómo se pueden convertir sales básicas en sales medianas?
Tareas de prueba:
1. De las sustancias enumeradas, escriba las fórmulas de sales, bases y ácidos: Ca(OH) 2, Ca(NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH
Zn(OH)2, NH3, Na2CO3, K3PO4.
2. Indique las fórmulas de los óxidos correspondientes a las sustancias enumeradas H 2 SO 4, H 3 AsO 3, Bi(OH) 3, H 2 MnO 4, Sn(OH) 2, KOH, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, Ge(OH)4.
3. ¿Qué hidróxidos son anfóteros? Escriba las ecuaciones de reacción que caractericen la anfotericidad del hidróxido de aluminio y del hidróxido de zinc.
4. ¿Cuál de los siguientes compuestos interactuará en pares: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 ? Escribe ecuaciones para posibles reacciones.
Trabajo de laboratorio No. 2 (4 horas)
Sujeto: Análisis cualitativo de cationes y aniones.
Objetivo: Dominar la técnica de realizar reacciones cualitativas y grupales sobre cationes y aniones.
PARTE TEÓRICA
La principal tarea del análisis cualitativo es establecer la composición química de sustancias que se encuentran en diversos objetos (materiales biológicos, medicamentos, alimentos, objetos ambientales). Este trabajo examina el análisis cualitativo de sustancias inorgánicas que son electrolitos, es decir, esencialmente el análisis cualitativo de iones. De todo el conjunto de iones presentes, se seleccionaron los más importantes en términos médicos y biológicos: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K +, Mg 2+, Cl -, PO , CO, etc.). Muchos de estos iones se encuentran en diversos medicamentos y alimentos.
En el análisis cualitativo no se utilizan todas las reacciones posibles, sino sólo aquellas que van acompañadas de un efecto analítico claro. Los efectos analíticos más habituales: aparición de un nuevo color, liberación de gas, formación de un precipitado.
Hay dos enfoques fundamentalmente diferentes para el análisis cualitativo: fraccionario y sistemático . En el análisis sistemático, los reactivos de grupo se utilizan necesariamente para separar los iones presentes en grupos separados y, en algunos casos, en subgrupos. Para hacer esto, algunos de los iones se convierten en compuestos insolubles y otros se dejan en solución. Después de separar el precipitado de la solución, se analizan por separado.
Por ejemplo, la solución contiene iones A1 3+, Fe 3+ y Ni 2+. Si esta solución se expone a un exceso de álcali, precipita un precipitado de Fe(OH) 3 y Ni(OH) 2, y los iones [A1(OH) 4 ] - permanecen en la solución. El precipitado que contiene hidróxidos de hierro y níquel se disolverá parcialmente cuando se trate con amoníaco debido a la transición a una solución 2+. Así, utilizando dos reactivos, álcali y amoníaco, se obtuvieron dos soluciones: una contenía iones [A1(OH) 4 ] -, la otra contenía iones 2+ y un precipitado de Fe(OH) 3. A continuación se comprueba mediante reacciones características la presencia de determinados iones en soluciones y en el precipitado, que primero debe disolverse.
El análisis sistemático se utiliza principalmente para la detección de iones en mezclas complejas de varios componentes. Requiere mucha mano de obra, pero su ventaja radica en la fácil formalización de todas las acciones que encajan en un esquema claro (metodología).
Para realizar análisis fraccionarios se utilizan únicamente reacciones características. Evidentemente, la presencia de otros iones puede distorsionar significativamente los resultados de la reacción (superposición de colores, precipitaciones no deseadas, etc.). Para evitar esto, el análisis fraccionado utiliza principalmente reacciones muy específicas que dan un efecto analítico con una pequeña cantidad de iones. Para que las reacciones tengan éxito, es muy importante mantener ciertas condiciones, en particular el pH. Muy a menudo en el análisis fraccionado es necesario recurrir al enmascaramiento, es decir, convertir iones en compuestos que no son capaces de producir un efecto analítico con el reactivo seleccionado. Por ejemplo, la dimetilglioxima se utiliza para detectar iones de níquel. El ion Fe 2+ da un efecto analítico similar a este reactivo. Para detectar Ni 2+, el ion Fe 2+ se transfiere a un complejo de fluoruro estable 4- o se oxida a Fe 3+, por ejemplo, con peróxido de hidrógeno.
El análisis fraccional se utiliza para detectar iones en mezclas más simples. El tiempo de análisis se reduce significativamente, pero al mismo tiempo se requiere que el experimentador tenga un conocimiento más profundo de los patrones de reacciones químicas, ya que es bastante difícil tener en cuenta en una técnica específica todos los casos posibles de influencia mutua de iones en la naturaleza de los efectos analíticos observados.
En la práctica analítica, el llamado fraccional-sistemático método. Con este enfoque se utiliza un número mínimo de reactivos del grupo, lo que permite delinear en términos generales la táctica de análisis, que luego se lleva a cabo mediante el método fraccionado.
Según la técnica de realización de reacciones analíticas, se distinguen reacciones: sedimentarias; microcristalscópico; acompañado de la liberación de productos gaseosos; realizado en papel; extracción; coloreado en soluciones; coloración de llama.
Al realizar reacciones sedimentarias, se debe observar el color y la naturaleza del precipitado (cristalino, amorfo), si es necesario, se realizan pruebas adicionales: se verifica la solubilidad del precipitado en ácidos fuertes y débiles, álcalis y amoníaco, y un exceso; del reactivo. Al realizar reacciones acompañadas de liberación de gas, se notan su color y olor. En algunos casos, se realizan pruebas adicionales.
Por ejemplo, si se sospecha que el gas liberado es monóxido de carbono (IV), se hace pasar a través de un exceso de agua de cal.
En los análisis fraccionados y sistemáticos, se utilizan ampliamente reacciones durante las cuales aparece un nuevo color, la mayoría de las veces son reacciones de complejación o reacciones redox.
En algunos casos, es conveniente realizar este tipo de reacciones sobre papel (reacciones de gotitas). Los reactivos que no se descomponen en condiciones normales se aplican previamente al papel. Así, para detectar sulfuro de hidrógeno o iones de sulfuro se utiliza papel impregnado con nitrato de plomo [el ennegrecimiento se produce debido a la formación de sulfuro de plomo(II)]. Muchos agentes oxidantes se detectan utilizando papel de almidón yodado, es decir, Papel empapado en soluciones de yoduro de potasio y almidón. En la mayoría de los casos, los reactivos necesarios se aplican al papel durante la reacción, por ejemplo, alizarina para el ion A1 3+, cuprón para el ion Cu 2+, etc. Para realzar el color, a veces se utiliza la extracción en un disolvente orgánico. Para las pruebas preliminares se utilizan reacciones de color de llama.
Ácidos Son sustancias complejas cuyas moléculas incluyen átomos de hidrógeno que pueden reemplazarse o intercambiarse por átomos de metal y un residuo ácido.
Según la presencia o ausencia de oxígeno en la molécula, los ácidos se dividen en que contienen oxígeno.(H 2 SO 4 ácido sulfúrico, H 2 SO 3 ácido sulfuroso, HNO 3 ácido nítrico, H 3 PO 4 ácido fosfórico, H 2 CO 3 ácido carbónico, H 2 SiO 3 ácido silícico) y libre de oxigeno(ácido fluorhídrico HF, ácido clorhídrico HCl (ácido clorhídrico), ácido bromhídrico HBr, ácido yodhídrico HI, ácido hidrosulfuro H 2 S).
Dependiendo del número de átomos de hidrógeno en la molécula de ácido, los ácidos son monobásicos (con 1 átomo de H), dibásicos (con 2 átomos de H) y tribásicos (con 3 átomos de H). Por ejemplo, el ácido nítrico HNO 3 es monobásico, ya que su molécula contiene un átomo de hidrógeno, el ácido sulfúrico H 2 SO 4 – dibásico, etc.
Hay muy pocos compuestos inorgánicos que contengan cuatro átomos de hidrógeno y que puedan ser reemplazados por un metal.
La parte de una molécula de ácido sin hidrógeno se llama residuo ácido.
Residuos ácidos pueden consistir en un átomo (-Cl, -Br, -I) - estos son residuos ácidos simples, o pueden consistir en un grupo de átomos (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - estos son residuos complejos.
En soluciones acuosas, durante las reacciones de intercambio y sustitución, los residuos ácidos no se destruyen:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
La palabra anhídrido significa anhidro, es decir, un ácido sin agua. Por ejemplo,
H2SO4 – H2O → SO3. Los ácidos anóxicos no tienen anhídridos.
Los ácidos reciben su nombre del nombre del elemento formador de ácido (agente formador de ácido) con la adición de las terminaciones "naya" y con menos frecuencia "vaya": H 2 SO 4 - sulfúrico; H 2 SO 3 – carbón; H 2 SiO 3 – silicio, etc.
El elemento puede formar varios ácidos oxigenados. En este caso, las terminaciones indicadas en los nombres de los ácidos serán cuando el elemento exhiba una valencia más alta (la molécula de ácido contiene un alto contenido de átomos de oxígeno). Si el elemento tiene una valencia más baja, la terminación del nombre del ácido será "vacía": HNO 3 - nítrico, HNO 2 - nitrogenado.
Los ácidos se pueden obtener disolviendo anhídridos en agua. Si los anhídridos son insolubles en agua, el ácido se puede obtener mediante la acción de otro ácido más fuerte sobre la sal del ácido requerido. Este método es típico tanto para oxígeno como para ácidos libres de oxígeno. Los ácidos libres de oxígeno también se obtienen mediante síntesis directa a partir de hidrógeno y un no metal, seguida de disolución del compuesto resultante en agua:
H2 + Cl2 → 2HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Las soluciones de las sustancias gaseosas resultantes HCl y H 2 S son ácidos.
En condiciones normales, los ácidos existen tanto en estado líquido como sólido.
Propiedades químicas de los ácidos.
Las soluciones ácidas actúan sobre los indicadores. Todos los ácidos (excepto el silícico) son muy solubles en agua. Sustancias especiales: los indicadores le permiten determinar la presencia de ácido.
Los indicadores son sustancias de estructura compleja. Cambian de color dependiendo de su interacción con diferentes químicos. En soluciones neutras tienen un color, en soluciones de bases tienen otro color. Al interactuar con un ácido, cambian de color: el indicador de naranja de metilo se vuelve rojo y el indicador de tornasol también se vuelve rojo.
Interactuar con bases con la formación de agua y sal, que contiene un residuo ácido inalterado (reacción de neutralización):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O.
Interactuar con óxidos base. con la formación de agua y sal (reacción de neutralización). La sal contiene el residuo ácido del ácido que se usó en la reacción de neutralización:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Interactuar con metales.
Para que los ácidos interactúen con los metales, se deben cumplir ciertas condiciones:
1. El metal debe ser suficientemente activo con respecto a los ácidos (en la serie de actividad de los metales debe ubicarse antes que el hidrógeno). Cuanto más a la izquierda está un metal en la serie de actividad, más intensamente interactúa con los ácidos;
2. el ácido debe ser lo suficientemente fuerte (es decir, capaz de donar iones de hidrógeno H+).
Cuando ocurren reacciones químicas de ácido con metales, se forma sal y se libera hidrógeno (excepto en la interacción de metales con ácidos nítrico y sulfúrico concentrado):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
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