Vzorce a názvy silných kyselín. Najdôležitejšie triedy anorganických látok. Oxidy. Hydroxidy. Soľ. Kyseliny, zásady, amfotérne látky. Najdôležitejšie kyseliny a ich soli. Genetická príbuznosť najdôležitejších tried anorganických látok

Kyseliny sú komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené alebo zamenené za atómy kovu a kyslý zvyšok.

Na základe prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule sa kyseliny delia na obsahujúce kyslík(H 2 SO 4 kyselina sírová, H 2 SO 3 kyselina sírová, HNO 3 kyselina dusičná, H 3 PO 4 kyselina fosforečná, H 2 CO 3 kyselina uhličitá, H 2 SiO 3 kyselina kremičitá) a bez kyslíka(HF kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková HCl (kyselina chlorovodíková), kyselina bromovodíková HBr, kyselina jodovodíková HI, kyselina hydrosulfidová H2S).

V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny sú kyseliny jednosýtne (s 1 atómom H), dvojsýtne (s 2 atómami H) a trojsýtne (s 3 atómami H). Napríklad kyselina dusičná HNO 3 je jednosýtna, pretože jej molekula obsahuje jeden atóm vodíka, kyselinu sírovú H 2 SO 4 – dibázický atď.

Existuje len veľmi málo anorganických zlúčenín obsahujúcich štyri atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené kovom.

Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva zvyšok kyseliny.

Kyslé zvyšky môžu pozostávať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I) - sú to jednoduché kyslé zvyšky, alebo môžu pozostávať zo skupiny atómov (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - ide o komplexné zvyšky.

Vo vodných roztokoch sa počas výmenných a substitučných reakcií nezničia kyslé zvyšky:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Slovo anhydrid znamená bezvodý, to znamená kyselinu bez vody. Napríklad,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoxické kyseliny neobsahujú anhydridy.

Kyseliny dostali svoj názov podľa názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorného činidla) s pridaním koncoviek „naya“ a menej často „vaya“: H 2 SO 4 - sírová; H 2 SO 3 – uhlie; H 2 SiO 3 – kremík a pod.

Prvok môže tvoriť niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade uvedené koncovky v názvoch kyselín budú vtedy, keď prvok vykazuje vyššiu mocnosť (molekula kyseliny obsahuje vysoký obsah atómov kyslíka). Ak prvok vykazuje nižšiu mocnosť, koncovka v názve kyseliny bude „prázdna“: HNO 3 - dusičná, HNO 2 - dusíkatá.

Kyseliny možno získať rozpustením anhydridov vo vode. Ak sú anhydridy nerozpustné vo vode, kyselinu je možné získať pôsobením inej silnejšej kyseliny na soľ požadovanej kyseliny. Táto metóda je typická pre kyslíkové aj bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkové kyseliny sa tiež získavajú priamou syntézou z vodíka a nekovu, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode:

H2 + Cl2 -> 2 HCl;

H2 + S → H2S.

Roztoky vzniknutých plynných látok HCl a H 2 S sú kyseliny.

Za normálnych podmienok existujú kyseliny v kvapalnom aj tuhom stave.

Chemické vlastnosti kyselín

Kyslé roztoky pôsobia na indikátory. Všetky kyseliny (okrem kyseliny kremičitej) sú vysoko rozpustné vo vode. Špeciálne látky - indikátory umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.

Indikátory sú látky komplexnej štruktúry. Menia farbu v závislosti od ich interakcie s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych roztokoch majú jednu farbu, v roztokoch báz majú inú farbu. Pri interakcii s kyselinou menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby sa zmení na červenú a indikátor lakmusu sa tiež zmení na červenú.

Interakcia so základňami s tvorbou vody a soli, ktorá obsahuje nezmenený zvyšok kyseliny (neutralizačná reakcia):

H2S04 + Ca(OH)2 → CaS04 + 2 H20.

Interakcia so zásaditými oxidmi s tvorbou vody a soli (neutralizačná reakcia). Soľ obsahuje kyslý zvyšok kyseliny, ktorá bola použitá v neutralizačnej reakcii:

H3P04 + Fe203 → 2 FeP04 + 3 H20.

Interakcia s kovmi. Aby kyseliny interagovali s kovmi, musia byť splnené určité podmienky:

1. kov musí byť dostatočne aktívny vzhľadom na kyseliny (v rade aktivity kovov sa musí nachádzať pred vodíkom). Čím ďalej vľavo je kov v sérii aktivít, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;

2. kyselina musí byť dostatočne silná (t. j. schopná darovať vodíkové ióny H +).

Keď dôjde k chemickým reakciám kyseliny s kovmi, tvorí sa soľ a uvoľňuje sa vodík (okrem interakcie kovov s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):

Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;

Cu + 4HN03 → CuN03 + 2 N02 + 2 H20.

Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o kyselinách?
Ak chcete získať pomoc od tútora -.
Prvá lekcia je zadarmo!

blog.site, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na pôvodný zdroj.

Nepodceňujte úlohu kyselín v našom živote, pretože mnohé z nich sú v bežnom živote jednoducho nenahraditeľné. Najprv si pripomeňme, čo sú kyseliny. Ide o komplexné látky. Vzorec je napísaný takto: HnA, kde H je vodík, n je počet atómov, A je zvyšok kyseliny.

Medzi hlavné vlastnosti kyselín patrí schopnosť nahradiť molekuly atómov vodíka atómami kovov. Väčšina z nich je nielen žieravá, ale aj veľmi jedovatá. Ale sú aj také, s ktorými sa stretávame neustále, bez ujmy na zdraví: vitamín C, kyselina citrónová, kyselina mliečna. Uvažujme o základných vlastnostiach kyselín.

Fyzikálne vlastnosti

Fyzikálne vlastnosti kyselín často naznačujú ich charakter. Kyseliny môžu existovať v troch formách: tuhá, kvapalná a plynná. Napríklad: dusičná (HNO3) a kyselina sírová (H2SO4) sú bezfarebné kvapaliny; boritá (H3BO3) a metafosforečná (HPO3) sú tuhé kyseliny. Niektoré z nich majú farbu a vôňu. Rôzne kyseliny sa vo vode rozpúšťajú rôzne. Existujú aj nerozpustné: H2SiO3 - kremík. Kvapalné látky majú kyslú chuť. Niektoré kyseliny sú pomenované podľa ovocia, v ktorom sa nachádzajú: kyselina jablčná, kyselina citrónová. Iné dostali svoj názov podľa chemických prvkov, ktoré obsahujú.

Klasifikácia kyselín

Kyseliny sa zvyčajne klasifikujú podľa niekoľkých kritérií. Úplne prvý je založený na obsahu kyslíka v nich. A to: s obsahom kyslíka (HClO4 - chlór) a bez kyslíka (H2S - sírovodík).

Podľa počtu atómov vodíka (podľa zásaditosti):

Jednosýtne – obsahuje jeden atóm vodíka (HMnO4);
Dvojsýtny – má dva atómy vodíka (H2CO3);
Trojsýtne majú tri atómy vodíka (H3BO);
Polybázické - majú štyri alebo viac atómov, sú zriedkavé (H4P2O7).

Podľa tried chemických zlúčenín sa delia na organické a anorganické kyseliny. Prvé sa nachádzajú najmä v produktoch rastlinného pôvodu: kyselina octová, mliečna, nikotínová, askorbová. Anorganické kyseliny zahŕňajú: sírovú, dusičnú, boritú, arzénovú. Rozsah ich použitia je pomerne široký, od priemyselných potrieb (výroba farbív, elektrolytov, keramiky, hnojív atď.) až po varenie alebo čistenie kanalizácie. Kyseliny možno tiež klasifikovať podľa sily, prchavosti, stability a rozpustnosti vo vode.

Chemické vlastnosti

Uvažujme o základných chemických vlastnostiach kyselín.

Prvým je interakcia s indikátormi. Ako indikátory sa používa lakmus, metyl pomaranč, fenolftaleín a univerzálny indikátorový papierik. V kyslých roztokoch farba indikátora zmení farbu: lakmusový a univerzálny ind. papier sa sfarbí do červena, metyl oranžová zružovie, fenolftaleín zostane bezfarebný.
Druhým je interakcia kyselín so zásadami. Táto reakcia sa tiež nazýva neutralizácia. Kyselina reaguje so zásadou, výsledkom čoho je soľ + voda. Napríklad: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
Pretože takmer všetky kyseliny sú vysoko rozpustné vo vode, môže sa neutralizácia uskutočniť s rozpustnými aj nerozpustnými zásadami. Výnimkou je kyselina kremičitá, ktorá je vo vode takmer nerozpustná. Na jeho neutralizáciu sú potrebné zásady ako KOH alebo NaOH (sú rozpustné vo vode).
Treťou je interakcia kyselín so zásaditými oxidmi. Dochádza tu aj k neutralizačnej reakcii. Zásadité oxidy sú blízkymi „príbuznými“ zásad, preto je reakcia rovnaká. Tieto oxidačné vlastnosti kyselín využívame veľmi často. Napríklad na odstránenie hrdze z potrubia. Kyselina reaguje s oxidom za vzniku rozpustnej soli.
Po štvrté - reakcia s kovmi. Nie všetky kovy reagujú rovnako dobre s kyselinami. Delia sa na aktívne (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) a neaktívne (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Tiež stojí za to venovať pozornosť sile kyseliny (silná, slabá). Napríklad kyselina chlorovodíková a sírová sú schopné reagovať so všetkými neaktívnymi kovmi, zatiaľ čo kyselina citrónová a šťaveľová sú také slabé, že reagujú veľmi pomaly aj s aktívnymi kovmi.
Po piate, reakcia kyselín obsahujúcich kyslík na zahrievanie. Takmer všetky kyseliny z tejto skupiny sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid kyslíka a vodu. Výnimkou sú kyselina uhličitá (H3PO4) a kyselina sírová (H2SO4). Pri zahrievaní sa rozpadajú na vodu a plyn. Toto treba mať na pamäti. To sú všetky základné vlastnosti kyselín.

7. Kyseliny. Soľ. Vzťah medzi triedami anorganických látok

7.1. Kyseliny

Kyseliny sú elektrolyty, pri ktorých disociácii vznikajú iba vodíkové katióny H + ako kladne nabité ióny (presnejšie hydróniové ióny H 3 O +).

Iná definícia: kyseliny sú komplexné látky pozostávajúce z atómu vodíka a zvyškov kyselín (tabuľka 7.1).

Tabuľka 7.1

Vzorce a názvy niektorých kyselín, zvyškov kyselín a solí

Kyslý vzorec	Názov kyseliny	Zvyšok kyseliny (anión)	Názov solí (priemer)
HF	fluorovodík (fluorovodík)	F −	Fluoridy
HCl	chlorovodíková (chlorovodíková)	Cl -	Chloridy
HBr	bromovodíkový	Br−	Bromides
AHOJ	Hydrojodid	Ja -	Jodidy
H2S	Sírovodík	S 2-	Sulfidy
H2SO3	Síravý	SO 3 2 -	Sulfity
H2SO4	Sírový	SO 4 2 -	Sulfáty
HNO2	Dusíkatý	NO2-	Dusitany
HNO3	Dusík	NIE 3 -	Dusičnany
H2Si03	kremík	Si032 -	Silikáty
HPO 3	Metafosforečné	PO 3 -	Metafosfáty
H3PO4	Ortofosforečná	PO 4 3 −	Ortofosfáty (fosfáty)
H4P207	Pyrofosforečné (bifosforečné)	P2074-	Pyrofosfáty (difosfáty)
HMn04	mangán	Mn04-	Manganistan
H2CrO4	Chrome	CrO 4 2 -	Chromáty
H2Cr207	Dichrome	Cr2072 -	Dichrómany (bichromáty)
H2Se04	Selén	Se042 -	selenáty
H3BO3	Bornaya	BO 3 3 −	Ortoboráty
HClO	Chlórny	ClO –	Chlórnany
HCl02	Chlorid	ClO2-	Chloritany
HCl03	Chlorous	ClO3-	Chlorečnany
HCl04	Chlór	ClO 4 -	Chloristany
H2CO3	Uhlie	CO 3 3 -	Uhličitany
CH3COOH	Ocot	CH 3 COO −	Acetáty
HCOOH	Ant	HCOO -	Formiáty

Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) a kvapaliny (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Tieto kyseliny môžu existovať ako jednotlivo (100% forma), tak aj vo forme zriedených a koncentrovaných roztokov. Napríklad H2SO4, HN03, H3P04, CH3COOH sú známe jednotlivo aj v roztokoch.

Mnohé kyseliny sú známe len v roztokoch. Sú to všetky halogenovodíky (HCl, HBr, HI), sírovodík H 2 S, kyanovodík (kyanovodíková HCN), uhličitá H 2 CO 3, kyselina sírová H 2 SO 3, čo sú roztoky plynov vo vode. Napríklad kyselina chlorovodíková je zmes HCl a H 2 O, kyselina uhličitá je zmes CO 2 a H 2 O. Je zrejmé, že použitie výrazu „roztok kyseliny chlorovodíkovej“ je nesprávne.

Väčšina kyselín je rozpustná vo vode, kyselina kremičitá H 2 SiO 3 je nerozpustná. Prevažná väčšina kyselín má molekulárnu štruktúru. Príklady štruktúrnych vzorcov kyselín:

Vo väčšine molekúl kyseliny obsahujúcich kyslík sú všetky atómy vodíka viazané na kyslík. Ale existujú výnimky:

Kyseliny sa klasifikujú podľa viacerých charakteristík (tabuľka 7.2).

Tabuľka 7.2

Klasifikácia kyselín

Klasifikačný znak	Kyslý typ	Príklady
Počet vodíkových iónov vytvorených po úplnej disociácii molekuly kyseliny	Monobase	HCl, HN03, CH3COOH
	Dibasic	H2SO4, H2S, H2CO3
	Tribasic	H3PO4, H3As04
Prítomnosť alebo neprítomnosť atómu kyslíka v molekule	Obsahujúce kyslík (hydroxidy kyselín, oxokyseliny)	HNO2, H2Si03, H2SO4
Prítomnosť alebo neprítomnosť atómu kyslíka v molekule	Bez kyslíka	HF, H2S, HCN
Stupeň disociácie (sila)	Silné (úplne disociované, silné elektrolyty)	HCl, HBr, HI, H2SO4 (zriedená), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7
Stupeň disociácie (sila)	Slabé (čiastočne disociované, slabé elektrolyty)	HF, HN02, H2S03, HCOOH, CH3COOH, H2SiO3, H2S, HCN, H3PO4, H3PO3, HClO, HClO2, H2CO3, H3BO 3, H2S04 (konc)
Oxidačné vlastnosti	Oxidačné činidlá v dôsledku H+ iónov (podmienečne neoxidačné kyseliny)	HCl, HBr, HI, HF, H2S04 (zriedená), H3P04, CH3COOH
	Oxidačné činidlá spôsobené aniónom (oxidačné kyseliny)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (konc), H 2 Cr 2 O 7
	Aniónové redukčné činidlá	HCl, HBr, HI, H2S (ale nie HF)
Tepelná stabilita	Existovať iba v riešeniach	H2C03, H2S03, HClO, HCl02
	Pri zahrievaní sa ľahko rozkladá	H2S03, HN03, H2Si03
	Tepelne stabilný	H2S04 (konc), H3P04

Všetky všeobecné chemické vlastnosti kyselín sú spôsobené prítomnosťou nadbytočných vodíkových katiónov H + (H 3 O +) v ich vodných roztokoch.

1. Vodné roztoky kyselín vplyvom nadbytku iónov H + menia farbu lakmusovej fialovej a metyloranžovej na červenú (fenolftaleín nemení farbu a zostáva bezfarebný). Vo vodnom roztoku slabej kyseliny uhličitej nie je lakmus červený, ale ružový, roztok nad zrazeninou veľmi slabej kyseliny kremičitej farbu indikátorov vôbec nemení.

2. Kyseliny interagujú so zásaditými oxidmi, zásadami a amfotérnymi hydroxidmi, hydrátom amoniaku (pozri kapitolu 6).

Príklad 7.1. Na uskutočnenie transformácie BaO → BaSO 4 môžete použiť: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO 3.

Riešenie. Transformácia sa môže uskutočniť pomocou H2S04:

BaO + H2S04 = BaS04↓ + H20

BaO + SO3 = BaSO4

Na2S04 nereaguje s BaO a pri reakcii BaO s SO2 vzniká siričitan bárnatý:

BaO + SO2 = BaS03

Odpoveď: 3).

3. Kyseliny reagujú s amoniakom a jeho vodnými roztokmi za vzniku amónnych solí:

HCl + NH3 = NH4CI - chlorid amónny;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - síran amónny.

4. Neoxidačné kyseliny reagujú s kovmi nachádzajúcimi sa v rade aktivít až po vodík za vzniku soli a uvoľňovania vodíka:

H2S04 (zriedená) + Fe = FeS04 + H2

2HCl + Zn = ZnCl2 = H2

Interakcia oxidačných kyselín (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) s kovmi je veľmi špecifická a zvažuje sa pri štúdiu chémie prvkov a ich zlúčenín.

5. Kyseliny interagujú so soľami. Reakcia má niekoľko funkcií:

a) vo väčšine prípadov, keď silnejšia kyselina reaguje so soľou slabšej kyseliny, vzniká soľ slabej kyseliny a slabej kyseliny, alebo, ako sa hovorí, silnejšia kyselina vytláča slabšiu. Séria klesajúcich síl kyselín vyzerá takto:

Príklady reakcií:

2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02

H2CO3 + Na2SiO3 = Na2C03 + H2Si03 ↓

2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2 CH 3 COOK + H 2 O + CO 2

3H2S04 + 2K3PO4 = 3K2S04 + 2H3PO4

Neinteragujú medzi sebou, napríklad KCl a H 2 SO 4 (zriedený), NaNO 3 a H 2 SO 4 (zriedený), K 2 SO 4 a HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 a H2C03, CH3COOK a H2C03;

b) v niektorých prípadoch slabšia kyselina vytláča silnejšiu zo soli:

CuS04 + H2S = CuS↓ + H2S04

3AgN03 (zriedený) + H3P04 = Ag3P04↓ + 3HNO3.

Takéto reakcie sú možné, keď sa zrazeniny výsledných solí nerozpustia vo výsledných zriedených silných kyselinách (H2SO4 a HNO3);

c) v prípade tvorby zrazenín, ktoré sú nerozpustné v silných kyselinách, môže dôjsť k reakcii medzi silnou kyselinou a soľou tvorenou inou silnou kyselinou:

BaCl2 + H2S04 = BaS04↓ + 2HCl

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

Príklad 7.2. Uveďte riadok obsahujúci vzorce látok, ktoré reagujú s H 2 SO 4 (zriedená).

1) Zn, A1203, KCI (p-p); 3) NaN03 (p-p), Na2S, NaF;2) Cu(OH)2, K2C03, Ag; 4) Na2S03, Mg, Zn(OH)2.

Riešenie. Všetky látky v riadku 4 interagujú s H2SO4 (zriedené):

Na2S03 + H2S04 = Na2S04 + H20 + SO2

Mg + H2S04 = MgS04 + H2

Zn(OH)2 + H2S04 = ZnS04 + 2H20

V riadku 1) nie je možná reakcia s KCl (p-p), v riadku 2) - s Ag, v rade 3) - s NaNO 3 (p-p).

Odpoveď: 4).

6. Koncentrovaná kyselina sírová sa pri reakciách so soľami správa veľmi špecificky. Je to neprchavá a tepelne stabilná kyselina, preto vytláča všetky silné kyseliny z pevných (!) solí, pretože sú prchavejšie ako H2SO4 (conc):

KCl (tv) + H2S04 (konc.) KHS04 + HCl

2KCl (s) + H2S04 (konc) K2S04 + 2HCl

Soli tvorené silnými kyselinami (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagujú len s koncentrovanou kyselinou sírovou a len v pevnom stave

Príklad 7.3. Koncentrovaná kyselina sírová, na rozdiel od zriedenej, reaguje:

3) KNO 3 (tv);

Riešenie. Obe kyseliny reagujú s KF, Na 2 CO 3 a Na 3 P04 a iba H 2 SO 4 (konc.) reaguje s KNO 3 (tuhá látka).

Odpoveď: 3).

Spôsoby výroby kyselín sú veľmi rozmanité.

Anoxické kyseliny prijať:

rozpustením príslušných plynov vo vode:

HCl (g) + H20 (l) → HCl (p-p)

H2S (g) + H20 (1) → H2S (roztok)

zo solí vytesnením silnejšími alebo menej prchavými kyselinami:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

KCl (tv) + H2S04 (konc) = KHS04 + HCl

Na2S03 + H2S04 Na2S04 + H2S03

Kyslík obsahujúce kyseliny prijať:

rozpustením príslušných kyslých oxidov vo vode, pričom stupeň oxidácie kyselinotvorného prvku v oxide a kyseline zostáva rovnaký (s výnimkou NO 2):

N205 + H20 = 2HN03

S03 + H20 = H2S04

P205 + 3H202H3P04

oxidácia nekovov oxidačnými kyselinami:

S + 6HN03 (konc) = H2S04 + 6N02 + 2H20

vytesnením silnej kyseliny zo soli inej silnej kyseliny (ak sa vyzráža zrazenina nerozpustná vo výsledných kyselinách):

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (zriedený) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

vytesnením prchavej kyseliny z jej solí menej prchavou kyselinou.

Na tento účel sa najčastejšie používa neprchavá, tepelne stabilná koncentrovaná kyselina sírová:

NaN03 (tv) + H2SO4 (konc.) NaHS04 + HNO3

KClO4 (tv) + H2SO4 (konc.) KHS04 + HClO4

vytesnenie slabšej kyseliny z jej solí silnejšou kyselinou:

Ca3(P04)2 + 3H2S04 = 3CaS04↓ + 2H3P04

NaN02 + HCl = NaCl + HN02

K2Si03 + 2HBr = 2KBr + H2Si03 ↓

Komplexné látky pozostávajúce z atómov vodíka a zvyšku kyseliny sa nazývajú minerálne alebo anorganické kyseliny. Kyslý zvyšok sú oxidy a nekovy kombinované s vodíkom. Hlavnou vlastnosťou kyselín je schopnosť tvoriť soli.

Klasifikácia

Základný vzorec minerálnych kyselín je Hn Ac, kde Ac je zvyšok kyseliny. V závislosti od zloženia zvyškov kyseliny sa rozlišujú dva typy kyselín:

kyslík obsahujúci kyslík;
bez kyslíka, pozostáva iba z vodíka a nekovu.

Hlavný zoznam anorganických kyselín podľa typu je uvedený v tabuľke.

*Typ*	*názov*	*Vzorec*
Kyslík
	Dusíkatý

	Dichrome

	Jódový
	Kremík - metakremík a ortokremík	H2Si03 a H4Si04
	mangán
	mangán
	Metafosforečné
	Arzén
	Ortofosforečná

	Síravý
	Tiosulfur
	Tetrationová
	Uhlie
	Fosfor
	Fosfor

	Chlorous
	Chlorid
	Chlórny
	Chrome
	Tyrkysový
Bez kyslíka	fluorovodík (fluorovodík)
	chlorovodíková (soľ)
	bromovodíkový
	Hydrojodický
	Sírovodík
	Kyanovodík

Okrem toho sú kyseliny podľa ich vlastností klasifikované podľa nasledujúcich kritérií:

rozpustnosť: rozpustný (HN03, HCl) a nerozpustný (H2Si03);
volatilita: prchavé (H2S, HCl) a neprchavé (H2S04, H3P04);
stupeň disociácie: silný (HNO 3) a slabý (H 2 CO 3).

Ryža. 1. Schéma klasifikácie kyselín.

Na označenie minerálnych kyselín sa používajú tradičné a triviálne názvy. Tradičné názvy zodpovedajú názvu prvku, ktorý tvorí kyselinu s pridaním morfém -naya, -ovaya, ako aj -istaya, -novataya, -novataya na označenie stupňa oxidácie.

Potvrdenie

Hlavné spôsoby výroby kyselín sú uvedené v tabuľke.

Vlastnosti

Väčšina kyselín sú tekutiny s kyslou chuťou. Volfrámová, chrómová, boritá a niekoľko ďalších kyselín je za normálnych podmienok v pevnom stave. Niektoré kyseliny (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) existujú iba vo forme vodného roztoku a sú klasifikované ako slabé kyseliny.

Ryža. 2. Kyselina chrómová.

Kyseliny sú účinné látky, ktoré reagujú:

s kovmi:
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
s oxidmi:
CaO + 2HCl = CaCl2 + H20;
so základňou:
H2S04 + 2KOH = K2S04 + 2H20;
so soľami:
Na2C03 + 2HCl = 2NaCl + C02 + H20.

Všetky reakcie sú sprevádzané tvorbou solí.

Je možná kvalitatívna reakcia so zmenou farby indikátora:

lakmus sa zmení na červenú;
metyl oranžová - až ružová;
fenolftaleín sa nemení.

Ryža. 3. Farby indikátorov pri reakcii kyseliny.

Chemické vlastnosti minerálnych kyselín sú určené ich schopnosťou disociovať sa vo vode za vzniku vodíkových katiónov a aniónov vodíkových zvyškov. Kyseliny, ktoré nevratne reagujú s vodou (úplne disociujú), sa nazývajú silné. Patria sem chlór, dusík, síra a chlorovodík.

Čo sme sa naučili?

Anorganické kyseliny sú tvorené vodíkom a kyslým zvyškom, ktorým je atóm nekovu alebo oxid. V závislosti od charakteru zvyšku kyseliny sa kyseliny delia na bezkyslíkaté a kyslíkaté. Všetky kyseliny majú kyslú chuť a sú schopné disociovať vo vodnom prostredí (rozkladať sa na katióny a anióny). Kyseliny sa získavajú z jednoduchých látok, oxidov a solí. Pri interakcii s kovmi, oxidmi, zásadami a soľami tvoria kyseliny soli.

Test na danú tému

Vyhodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet získaných hodnotení: 120.

Pozrime sa na najbežnejšie kyslé vzorce, ktoré sa nachádzajú v učebniciach:

Je ľahké si všimnúť, že všetky vzorce kyseliny majú spoločnú prítomnosť atómov vodíka (H), ktorá je vo vzorci na prvom mieste.

Stanovenie mocenstva zvyšku kyseliny

Z vyššie uvedeného zoznamu je zrejmé, že počet týchto atómov sa môže líšiť. Kyseliny, ktoré obsahujú iba jeden atóm vodíka, sa nazývajú jednosýtne (dusičná, chlorovodíková a iné). Kyseliny sírové, uhličité a kremičité sú dvojsýtne, pretože ich vzorce obsahujú dva atómy H. Molekula trojsýtnej kyseliny fosforečnej obsahuje tri atómy vodíka.

Množstvo H vo vzorci teda charakterizuje zásaditosť kyseliny.

Atóm alebo skupina atómov, ktoré sú napísané za vodíkom, sa nazývajú zvyšky kyselín. Napríklad v kyseline sírovodíkovej pozostáva zvyšok z jedného atómu - S, a vo fosforečnej, sírovej a mnohých ďalších - z dvoch a jedným z nich je nevyhnutne kyslík (O). Na tomto základe sú všetky kyseliny rozdelené na kyslík obsahujúce a bezkyslíkaté.

Každý zvyšok kyseliny má určitú mocnosť. Rovná sa počtu atómov H v molekule tejto kyseliny. Valencia zvyšku HCl je rovná jednej, pretože ide o jednosýtnu kyselinu. Zvyšky kyseliny dusičnej, chloristej a dusnej majú rovnakú mocnosť. Valencia zvyšku kyseliny sírovej (S04) je dve, pretože v jeho vzorci sú dva atómy vodíka. Trojmocný zvyšok kyseliny fosforečnej.

Kyslé zvyšky - anióny

Okrem valencie majú zvyšky kyselín náboje a sú to anióny. Ich náboje sú uvedené v tabuľke rozpustnosti: CO 3 2−, S 2−, Cl− atď. Poznámka: náboj kyslého zvyšku je číselne rovnaký ako jeho valencia. Napríklad v kyseline kremičitej, ktorej vzorec je H2Si03, má kyslý zvyšok Si03 valenciu II a náboj 2-. Keď teda poznáme náboj kyslého zvyšku, je ľahké určiť jeho valenciu a naopak.

Zhrnúť. Kyseliny sú zlúčeniny tvorené atómami vodíka a kyslými zvyškami. Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie možno uviesť inú definíciu: kyseliny sú elektrolyty, v roztokoch a taveninách, ktorých sú katióny vodíka a anióny zvyškov kyselín.

Tipy

Chemické vzorce kyselín sa zvyčajne učia naspamäť, rovnako ako ich názvy. Ak ste zabudli, koľko atómov vodíka je v konkrétnom vzorci, no viete, ako vyzerá jeho kyslý zvyšok, pomôže vám tabuľka rozpustnosti. Náboj zvyšku sa zhoduje v module s valenciou a s množstvom H. Napríklad si pamätáte, že zvyšok kyseliny uhličitej je CO 3 . Pomocou tabuľky rozpustnosti určíte, že jeho náboj je 2-, čo znamená, že je dvojmocný, to znamená, že kyselina uhličitá má vzorec H2CO3.

Často dochádza k zámene so vzorcami kyseliny sírovej a sírovej, ako aj kyseliny dusičnej a dusičnej. Aj tu je jeden bod, ktorý uľahčuje zapamätanie: názov kyseliny z dvojice, v ktorej je viac atómov kyslíka, končí na -naya (sírová, dusičná). Kyselina s menším počtom atómov kyslíka vo vzorci má názov zakončený na -istaya (sírnatý, dusíkatý).

Tieto rady však pomôžu len vtedy, ak sú vám receptúry s kyselinami známe. Zopakujme si ich ešte raz.

Páčil sa vám článok? Zdieľaj to

Vytlačte si tento článok