Nazivi nekih neorganskih kiselina i soli. hemija

	Naslovi
	Meta-aluminijum	Metaaluminat
	Metaarsenik	Metaarsenat
	Orthoarsenic	Orthoarsenate
	Metaarsenik	Metaarsenit
	Orthoarsenic	Orthoarsenite
	Metaborn	Metaborat
	Orthoboric	Ortoborat
	Četvorostruko	Tetraborat
	Vodonik bromid
	bromirani	Hipobromit
	bromonska
	Ant
	Sirće
	Vodonik cijanid
	Ugalj	Carbonate
	Sorrel
	Hlorovodonik
	Hipohlorni	Hipohlorit
	Hlorid
	Chlorous
		Perklorat
	Metachromic	Metakromit
	Chrome
	Dvohromni	Dihromat
	Vodonik jodid
	Jodna	Hipojoditis
	Jod
		Periodat
	Mangan	Permanganat
	Mangan	Manganat
	molibden	Molibdat
	Vodonik-azid (azot vodika)
	Nitrogenous
	Metafosforna	Metafosfat
	Orthophosphoric	Ortofosfat
	difosforna (pirofosforna)	difosfat (pirofosfat)
	Fosfor
	Fosfor	Hipofosfit
	Hidrogen sulfid
	Rodan vodonik
	Sumporna
	Tiosumpor	Tiosulfat
	Dvosumporni (pirosumpor)	disulfat (pirosulfat)
	peroxodusumpor (supersumpor)	peroksodisulfat (persulfat)
	Vodonik selenid
	Selenistaya
	Selen
	Silicijum
	Vanadijum
	Tungsten	volframat

soli – tvari koje se mogu smatrati produktom zamjene atoma vodika u kiselini atomima metala ili grupom atoma. Postoji 5 vrsta soli: srednji (normalni), kiseli, bazični, dvostruki, složeni, koji se razlikuju po prirodi jona koji nastaju tokom disocijacije.

1.Srednje soli su proizvodi potpune zamjene atoma vodika u molekuli kiseline. Sastav soli: katjon - jon metala, anjon - kiselinski ostatak ion Na 2 CO 3 - natrijum karbonat

Na 3 PO 4 - natrijum fosfat

Na 3 PO 4 = 3Na + + PO 4 3-

kationski anion

2. Kiselinske soli – produkti nepotpune zamjene atoma vodika u molekuli kiseline. Anion sadrži atome vodika.

NaH 2 PO 4 =Na + + H 2 PO 4 -

Dihidrogen fosfat kationski anion

Kisele soli proizvode samo polibazne kiseline kada je količina uzete baze nedovoljna.

H 2 SO 4 +NaOH=NaHSO 4 +H2O

hidrogen sulfat

Dodavanjem viška alkalija, kisela so se može pretvoriti u medij

NaHSO 4 +NaOH=Na 2 SO 4 +H 2 O

3.Bazične soli – proizvodi nepotpune supstitucije hidroksidnih jona na bazi kiseli ostatak. Kation sadrži hidrokso grupu.

CuOHCl=CuOH + +Cl -

hidroksohlorid kation anion

Bazične soli mogu se formirati samo od polikiselinskih baza

(baze koje sadrže nekoliko hidroksilnih grupa), kada su u interakciji sa kiselinama.

Cu(OH) 2 +HCl=CuOHCl+H2O

Bazičnu sol možete pretvoriti u srednju sol tretiranjem kiselinom:

CuOHCl+HCl=CuCl 2 +H 2 O

4. Dvostruke soli – sadrže katione nekoliko metala i anjone jedne kiseline

KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

kalijum aluminijum sulfat

Karakteristična svojstva Sve vrste soli koje se razmatraju su: reakcije razmene sa kiselinama, alkalijama i jedna sa drugom.

Za imenovanje soli koristiti rusku i međunarodnu nomenklaturu.

Ruski naziv soli sastoji se od naziva kiseline i naziva metala: CaCO 3 - kalcijum karbonat.

Za kisele soli uvodi se "kiseli" aditiv: Ca(HCO 3) 2 - kiseli kalcijum karbonat. Za imenovanje glavnih soli dodajte „bazične“: (SuOH) 2 SO 4 – bazni bakar sulfat.

Najraširenija je međunarodna nomenklatura. Naziv soli prema ovoj nomenklaturi sastoji se od naziva anjona i naziva kationa: KNO 3 - kalijev nitrat. Ako metal ima drugačiju valenciju u spoju, onda je to naznačeno u zagradama: FeSO 4 - željezni sulfat (III).

Za soli kiselina koje sadrže kiseonik, nazivu se dodaje sufiks „at“ ako element koji stvara kiselinu ima veću valenciju: KNO 3 – kalijum nitrat; sufiks "it" ako element koji stvara kiselinu ima nižu valenciju: KNO 2 - kalijev nitrit. U slučajevima kada element koji stvara kiselinu formira kiseline u više od dva valentna stanja, uvijek se koristi sufiks “at”. Štaviše, ako pokazuje veću valenciju, dodaje se prefiks “per”. Na primjer: KClO 4 – kalijum perhlorat. Ako element koji stvara kiselinu čini nižu valenciju, koristi se sufiks “it” uz dodatak prefiksa “hypo”. Na primjer: KClO – kalijum hipohlorit. Za soli formirane od kiselina koje sadrže različite količine vode, dodaju se prefiksi “meta” i “orto”. Na primjer: NaPO 3 - natrijum metafosfat (sol metafosforne kiseline), Na 3 PO 4 - natrijum ortofosfat (sol ortofosforne kiseline). Prefiks "hidro" uvodi se u naziv kisele soli. Na primjer: Na 2 HPO 4 – natrijum hidrogen fosfat (ako anjon ima jedan atom vodonika) i prefiks “hidro” sa grčkim brojem (ako ima više od jednog atoma vodika) – NaH 2 PO 4 – natrijum dihidrogen fosfat. Prefiks "hydroxo" uvodi se u nazive glavnih soli. Na primjer: FeOHCl – gvožđe hidroksihlorid (I).

5. Kompleksne soli – jedinjenja koja formiraju kompleksne jone (nabijene komplekse) nakon disocijacije. Prilikom pisanja složenih jona, uobičajeno je da ih stavite u uglaste zagrade. Na primjer:

Ag(NH 3) 2  Cl = Ag(NH 3) 2  + + Cl -

K 2 PtCl 6  = 2K + + PtCl 6  2-

Prema idejama koje je predložio A. Werner, u složenoj vezi postoje unutrašnje i vanjske sfere. Tako, na primjer, u razmatranim kompleksnim jedinjenjima, unutrašnja sfera je sastavljena od kompleksnih jona Ag(NH 3) 2  + i PtCl 6  2-, a vanjska sfera je Cl - i K +, respektivno. Centralni atom ili ion unutrašnje sfere naziva se agens za stvaranje kompleksa. U predloženim jedinjenjima to su Ag +1 i Pt +4. Molekule ili ioni suprotnog predznaka koordinirani oko agensa za stvaranje kompleksa su ligandi. U jedinjenjima koja se razmatraju to su 2NH 3 0 i 6Cl -. Broj liganada kompleksnog jona određuje njegov koordinacijski broj. U predloženim jedinjenjima to je jednako 2 i 6, respektivno.

Kompleksi se razlikuju po predznaku električnog naboja

1.Kationski (koordinacija oko pozitivnog jona neutralnih molekula):

Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2 -1 ; Al +3 (H 2 O 0) 6  Cl 3 -1

2.Anionski (koordinacija oko agensa za stvaranje kompleksa u pozitivnom oksidacionom stanju i liganda u negativnom oksidacionom stanju):

K 2 +1 Be +2 F 4 -1 ; K 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6 

3. Neutralni kompleksi – kompleksna jedinjenja bez spoljne sferePt + (NH 3 0) 2 Cl 2 -  0. Za razliku od spojeva s anionskim i kationskim kompleksima, neutralni kompleksi nisu elektroliti.

Disocijacija kompleksnih jedinjenja u unutrašnju i vanjsku sferu naziva se primarni . Nastavlja se gotovo u potpunosti kao jaki elektroliti.

Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4  +2 + 2Cl ─

K 3 Fe(CN) 6 → 3 K + +Fe(CN) 6  3 ─

Kompleksni ion (nabijeni kompleks) u kompleksnom spoju formira unutrašnju koordinacionu sferu, preostali joni formiraju vanjsku sferu.

U kompleksnom jedinjenju K 3, kompleksni jon 3-, koji se sastoji od agensa za formiranje kompleksa - jona Fe 3+ i liganda - CN ─ jona, je unutrašnja sfera jedinjenja, a joni K+ formiraju vanjsku sferu.

Ligandi koji se nalaze u unutrašnjoj sferi kompleksa su mnogo čvršće vezani agensom za formiranje kompleksa i njihova eliminacija tokom disocijacije se dešava samo u maloj meri. Reverzibilna disocijacija unutrašnje sfere kompleksnog jedinjenja se naziva sekundarno .

Fe(CN) 6  3 ─ Fe 3+ + 6CN ─

Sekundarna disocijacija kompleksa se javlja prema vrsti slabih elektrolita. Algebarski zbir naelektrisanja čestica nastalih tokom disocijacije kompleksnog jona jednak je naboju kompleksa.

Nazivi složenih jedinjenja, kao i nazivi običnih supstanci, formirani su od ruskih naziva kationa i Latinska imena anioni; baš kao iu običnim supstancama, u kompleksnim jedinjenjima prvi se naziva anjon. Ako je anion kompleksan, njegovo ime se formira od naziva liganada sa završetkom "o" (Cl - - hloro, OH - - hidrokso, itd.) i latinskog naziva agensa za stvaranje kompleksa sa sufiksom "at" ; broj liganada je, kao i obično, označen odgovarajućim brojem. Ako je agens za kompleksiranje element koji može pokazati promjenjivo oksidacijsko stanje, numerička vrijednost oksidacijskog stanja, kao u nazivima običnih spojeva, označena je rimskim brojem u zagradi

Primjer: Nazivi kompleksnih jedinjenja sa kompleksnim anjonom.

K 3 – kalijum heksacijanoferat (III)

Složeni kationi u velikoj većini slučajeva sadrže neutralne molekule vode H 2 O, nazvane "aqua", ili amonijak NH 3, nazvan "amin", kao ligande. U prvom slučaju, kompleksni kationi se nazivaju akva kompleksi, u drugom - amonijak. Naziv kompleksnog kationa sastoji se od naziva liganada koji označava njihov broj i ruskog naziva kompleksirajućeg agensa sa naznačenom vrijednošću njegovog oksidacijskog stanja, ako je potrebno.

Primjer: Nazivi kompleksnih jedinjenja sa kompleksnim katjonom.

Cl 2 – tetramin cink hlorid

Kompleksi, uprkos njihovoj stabilnosti, mogu biti uništeni u reakcijama u kojima se ligandi vezuju u još stabilnije, slabo disocijirajuće spojeve.

Primjer: Uništavanje hidrokso kompleksa kiselinom uslijed stvaranja slabo disocirajućih molekula H 2 O.

K 2 + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + ZnSO 4 + 2H 2 O.

Naziv kompleksnog jedinjenja počinju označavanjem sastava unutrašnje sfere, zatim nazivaju centralni atom i njegovo oksidaciono stanje.

U unutrašnjoj sferi, anjoni se prvo imenuju, dodajući završetak "o" latinskom nazivu.

F -1 – fluoro Cl - - hloroCN - - cijanoSO 2 -2 –sulfito

OH - - hydroxoNO 2 - - nitrito, itd.

Tada se neutralni ligandi nazivaju:

NH 3 – amin H 2 O – aqua

Broj liganada je označen grčkim brojevima:

I – mono (obično nije naznačeno), 2 – di, 3 – tri, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – heksa. Zatim prelazimo na naziv centralnog atoma (agensa za kompleksiranje). U obzir se uzima sljedeće:

Ako je agens za kompleksiranje dio kationa, tada se koristi ruski naziv elementa, a stupanj njegove oksidacije je naznačen u zagradama rimskim brojevima;

Ako je agens za stvaranje kompleksa dio aniona, tada se koristi latinski naziv elementa, njegovo oksidacijsko stanje je naznačeno prije njega, a završetak "at" se dodaje na kraju.

Nakon oznake unutrašnje sfere, naznačeni su kationi ili anioni koji se nalaze u vanjskoj sferi.

Prilikom formiranja imena kompleksnog spoja, treba imati na umu da se ligandi uključeni u njegov sastav mogu miješati: električni neutralni molekuli i nabijeni ioni; ili nabijenih jona različitih tipova.

Ag +1 NH 3  2 Cl– diamin srebro (I) hlorid

K 3 Fe +3 CN 6 - heksacijano (III) kalijum ferat

NH 4  2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – dihidroksotetrahloro(IV) amonijum platinat

Pt +2 NH 3  2 Cl 2 -1  o - diamin diklorid-platina x)

X) u neutralnim kompleksima ime kompleksirajućeg agensa se daje u nominativu

Nazivi nekih neorganskih kiselina i soli

Formule kiselina	Nazivi kiselina	Nazivi odgovarajućih soli
HClO4	hlor	perhlorati
HClO3	hipohlorni	hlorati
HClO2	hlorid	hloritima
HClO	hipohlorni	hipohloritima
H5IO6	jod	periodates
HIO 3	jodni	jodati
H2SO4	sumporna	sulfati
H2SO3	sumporna	sulfiti
H2S2O3	tiosumpor	tiosulfati
H2S4O6	tetrationic	tetrationati
HNO3	nitrogen	nitrati
HNO2	azotni	nitriti
H3PO4	ortofosforni	ortofosfati
HPO 3	metafosforna	metafosfati
H3PO3	fosfor	fosfiti
H3PO2	fosfor	hipofosfiti
H2CO3	ugalj	karbonati
H2SiO3	silicijum	silikati
HMnO4	mangan	permanganata
H2MnO4	mangan	manganata
H2CrO4	hrom	hromati
H2Cr2O7	dihrom	dichromats
HF	fluorovodonik (fluorid)	fluoridi
HCl	hlorovodonična (hlorovodonična)	hloridi
HBr	bromovodična	bromidi
HI	vodonik jodid	jodidi
H2S	hidrogen sulfid	sulfidi
HCN	cijanovodonik	cijanidi
HOCN	cijan	cijanati

Dozvolite mi da vas ukratko podsjetim konkretni primjeri kako pravilno nazvati soli.

Primjer 1. Sol K 2 SO 4 formira se od ostatka sumporne kiseline (SO 4) i metala K. Soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati. K 2 SO 4 - kalijum sulfat.

Primjer 2. FeCl 3 - sol sadrži željezo i ostatak hlorovodonične kiseline(Cl). Naziv soli: gvožđe (III) hlorid. Napomena: in u ovom slučaju ne samo da moramo imenovati metal, već i naznačiti njegovu valenciju (III). U prethodnom primjeru to nije bilo potrebno, jer je valencija natrijuma konstantna.

Važno: naziv soli treba da ukazuje na valenciju metala samo ako metal ima promenljivu valenciju!

Primjer 3. Ba(ClO) 2 - sol sadrži barij i ostatak hipohlorne kiseline (ClO). Naziv soli: barijum hipohlorit. Valencija metala Ba u svim njegovim jedinjenjima je dva; nije potrebno naznačiti.

Primjer 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. NH 4 grupa se naziva amonijum, valencija ove grupe je konstantna. Naziv soli: amonijum dihromat (dikromat).

U gornjim primjerima naišli smo samo na tzv. srednje ili normalne soli. O kiselim, bazičnim, dvostrukim i kompleksnim solima, solima organskih kiselina ovdje se neće govoriti.

Kisela formula	Ime kiseline	Naziv soli	Odgovarajući oksid
HCl	Solyanaya	Hloridi	----
HI	Hidrojodna	Jodidi	----
HBr	Bromovodična	bromidi	----
HF	Fluorescentno	Fluoridi	----
HNO3	Nitrogen	Nitrati	N2O5
H2SO4	Sumporna	Sulfati	SO 3
H2SO3	Sumporna	Sulfiti	SO 2
H2S	Hidrogen sulfid	Sulfidi	----
H2CO3	Ugalj	Karbonati	CO2
H2SiO3	Silicijum	Silikati	SiO2
HNO2	Nitrogenous	Nitriti	N2O3
H3PO4	Fosfor	Fosfati	P2O5
H3PO3	Fosfor	Fosfiti	P2O3
H2CrO4	Chrome	Hromati	CrO3
H2Cr2O7	Dvohromni	Bihromati	CrO3
HMnO4	Mangan	Permanganati	Mn2O7
HClO4	Hlor	Perhlorati	Cl2O7

Kiseline se mogu dobiti u laboratoriji:

1) prilikom rastvaranja kiselih oksida u vodi:

N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3;

CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 ;

2) kada soli interaguju sa jakim kiselinama:

Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ¯ + 2NaCl;

Pb(NO 3) 2 + 2HCl → PbCl 2 ¯ + 2HNO 3.

Kiseline interaguju sa metalima, bazama, bazičnim i amfoternim oksidima, amfoternim hidroksidima i solima:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

Cu + 4HNO 3 (koncentrovano) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 ¯ + 2H 2 O;

2HBr + MgO → MgBr 2 + H 2 O;

6HI ​​+ Al 2 O 3 → 2AlBr 3 + 3H 2 O;

H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 → ZnSO 4 + 2H 2 O;

AgNO 3 + HCl → AgCl¯ + HNO 3 .

Obično kiseline reaguju samo s onim metalima koji dolaze prije vodonika u nizu elektrokemijskih napona i oslobađa se slobodni vodik. Takve kiseline ne stupaju u interakciju sa nisko aktivnim metalima (naponi dolaze nakon vodonika u elektrohemijskom nizu). Kiseline koje su jaka oksidaciona sredstva (azotna, koncentrisana sumporna) reaguju sa svim metalima, izuzev plemenitih (zlato, platina), ali u ovom slučaju se ne oslobađa vodonik, već voda i oksid, jer na primjer, SO 2 ili NO 2.

Sol je proizvod zamjene vodika u kiselini metalom.

Sve soli se dijele na:

prosjek– NaCl, K 2 CO 3, KMnO 4, Ca 3 (PO 4) 2 itd.;

kiselo– NaHCO 3, KH 2 PO 4;

glavni – CuOHCl, Fe(OH) 2 NO 3.

Srednja sol je proizvod potpune zamjene vodikovih iona u molekulu kiseline atomima metala.

Kisele soli sadrže atome vodika koji mogu sudjelovati u reakcijama kemijske izmjene. U kiselim solima došlo je do nepotpune zamjene atoma vodika atomima metala.

Bazične soli su proizvod nepotpune zamjene hidrokso grupa polivalentnih metalnih baza kiselim ostacima. Bazične soli uvijek sadrže hidrokso grupu.

Srednje soli se dobijaju interakcijom:

1) kiseline i baze:

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O;

2) kiselina i bazni oksid:

H 2 SO 4 + CaO → CaSO 4 ¯ + H 2 O;

3) kiseli oksid i razlozi:

SO 2 + 2KOH → K 2 SO 3 + H 2 O;

4) kiseli i bazični oksidi:

MgO + CO 2 → MgCO 3 ;

5) metal sa kiselinom:

Fe + 6HNO 3 (koncentrovano) → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O;

6) dve soli:

AgNO 3 + KCl → AgCl¯ + KNO 3 ;

7) soli i kiseline:

Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 SiO 3 ¯;

8) soli i alkalije:

CuSO 4 + 2CsOH → Cu(OH) 2 ¯ + Cs 2 SO 4.

Soli kiselina se dobijaju:

1) kod neutralizacije višebazičnih kiselina sa alkalijom u višku kiseline:

H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O;

2) tokom interakcije srednjih soli sa kiselinama:

CaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca(HCO 3) 2;

3) tokom hidrolize soli koje stvara slaba kiselina:

Na 2 S + H 2 O → NaHS + NaOH.

Glavne soli se dobijaju:

1) za vrijeme reakcije između polivalentne metalne baze i kiseline u višku baze:

Cu(OH) 2 + HCl → CuOHCl + H 2 O;

2) tokom interakcije srednjih soli sa alkalijama:

SuCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl;

3) tokom hidrolize srednjih soli formiranih od slabih baza:

AlCl 3 +H 2 O → AlOHCl 2 + HCl.

Soli mogu komunicirati s kiselinama, alkalijama, drugim solima i vodom (reakcija hidrolize):

2H 3 PO 4 + 3Ca(NO 3) 2 → Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 6HNO 3 ;

FeCl 3 + 3NaOH → Fe(OH) 3 ¯ + 3NaCl;

Na 2 S + NiCl 2 → NiS¯ + 2NaCl.

U svakom slučaju, reakcija ionske izmjene se završava tek kada se formira slabo topljivo, plinovito ili slabo disocirajuće jedinjenje.

Osim toga, soli mogu stupiti u interakciju s metalima, pod uvjetom da je metal aktivniji (ima negativniji potencijal elektrode) od metala uključenog u sol:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Soli se također karakteriziraju reakcijama raspadanja:

BaCO 3 → BaO + CO 2;

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2.

Laboratorijski rad №1

DOBIJANJE I SVOJSTVA

BAZE, KISELINE I SOLI

Eksperiment 1. Priprema alkalija.

1.1. Interakcija metala sa vodom.

Ulijte destilovanu vodu u kristalizator ili porculansku šolju (oko 1/2 posude). Nabavite od svog učitelja komad metalnog natrijuma, prethodno osušen filter papirom. Ubacite komadić natrijuma u kristalizator s vodom. Kada se reakcija završi, dodajte nekoliko kapi fenolftaleina. Zabilježite uočene pojave i napravite jednačinu za reakciju. Imenujte dobiveni spoj i zapišite njegovu strukturnu formulu.

1.2. Interakcija metalnog oksida sa vodom.

U epruvetu (1/3 epruvete) sipajte destilovanu vodu i u nju stavite grudvicu CaO, dobro promešajte, dodajte 1-2 kapi fenolftaleina. Zabilježite uočene pojave, napišite jednačinu reakcije. Imenujte dobiveni spoj i navedite njegovu strukturnu formulu.

Kiseline su složene tvari čiji molekuli uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti atomima metala i kiselinskim ostatkom.

Na osnovu prisustva ili odsustva kiseonika u molekuli, kiseline se dele na kiseline koje sadrže kiseonik(H 2 SO 4 sumporna kiselina, H 2 SO 3 sumporna kiselina, HNO 3 azotna kiselina, H 3 PO 4 fosforna kiselina, H 2 CO 3 ugljična kiselina, H 2 SiO 3 silicijska kiselina) i bez kiseonika(HF fluorovodonična kiselina, HCl hlorovodonična kiselina (hlorovodonična kiselina), HBr bromovodična kiselina, HI jodovodična kiselina, H 2 S hidrosulfidna kiselina).

U zavisnosti od broja atoma vodika u molekulu kiseline, kiseline su jednobazne (sa 1 ​​H atoma), dvobazne (sa 2 H atoma) i trobazne (sa 3 H atoma). Na primjer, dušična kiselina HNO 3 je jednobazna, jer njena molekula sadrži jedan atom vodika, sumpornu kiselinu H 2 SO 4 – dvobazni, itd.

Postoji vrlo malo neorganskih spojeva koji sadrže četiri atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalom.

Dio molekule kiseline bez vodika naziva se kiselinski ostatak.

Kiseli ostaci mogu se sastojati od jednog atoma (-Cl, -Br, -I) - to su jednostavni kiseli ostaci, ili se mogu sastojati od grupe atoma (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - to su složeni ostaci.

U vodenim rastvorima, tokom reakcija razmene i supstitucije, kiseli ostaci se ne uništavaju:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Reč anhidrid znači bezvodna, odnosno kiselina bez vode. Na primjer,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoksične kiseline nemaju anhidride.

Kiseline su dobile ime po nazivu elementa koji tvori kiselinu (sredstvo za stvaranje kiseline) s dodatkom završetaka "naya" i rjeđe "vaya": H 2 SO 4 - sumporna; H 2 SO 3 – ugalj; H 2 SiO 3 – silicijum itd.

Element može formirati nekoliko kisikovih kiselina. U ovom slučaju, naznačeni završeci u nazivima kiselina bit će kada element pokazuje veću valenciju (molekula kiseline sadrži visok sadržaj atoma kisika). Ako element pokazuje nižu valenciju, završetak u nazivu kiseline će biti „prazan“: HNO 3 - dušik, HNO 2 - dušik.

Kiseline se mogu dobiti otapanjem anhidrida u vodi. Ako su anhidridi nerastvorljivi u vodi, kiselina se može dobiti djelovanjem druge jače kiseline na sol tražene kiseline. Ova metoda je tipična i za kisik i za kiseline bez kisika. Kiseline bez kisika se također dobivaju direktnom sintezom iz vodika i nemetala, nakon čega slijedi otapanje rezultirajućeg spoja u vodi:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Rastvori nastalih gasovitih supstanci HCl i H 2 S su kiseline.

U normalnim uslovima, kiseline postoje u tečnom i čvrstom stanju.

Hemijska svojstva kiselina

Otopine kiseline djeluju na indikatore. Sve kiseline (osim silicijumske) su visoko rastvorljive u vodi. Posebne supstance - indikatori vam omogućavaju da odredite prisustvo kiseline.

Indikatori su supstance složene strukture. Mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim hemikalije. U neutralnim rastvorima imaju jednu boju, u rastvorima baza imaju drugu boju. U interakciji s kiselinom mijenjaju boju: indikator metil narandže postaje crven, a lakmusov indikator također postaje crven.

Interakcija sa bazama s stvaranjem vode i soli, koja sadrži nepromijenjeni kiselinski ostatak (reakcija neutralizacije):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Interakcija s baznim oksidima sa stvaranjem vode i soli (reakcija neutralizacije). Sol sadrži kiselinski ostatak kiseline koja je korištena u reakciji neutralizacije:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interakcija sa metalima. Da bi kiseline stupile u interakciju sa metalima, moraju biti ispunjeni određeni uslovi:

1. metal mora biti dovoljno aktivan u odnosu na kiseline (u nizu aktivnosti metala mora se nalaziti prije vodonika). Što se metal dalje nalazi u seriji aktivnosti, to je intenzivnije u interakciji sa kiselinama;

2. kiselina mora biti dovoljno jaka (odnosno sposobna da donira ione vodonika H+).

Kada curi hemijske reakcije kiseline s metalima, nastaje sol i oslobađa se vodik (osim interakcije metala s dušičnom i koncentriranom sumpornom kiselinom):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Imate još pitanja? Želite li saznati više o kiselinama?
Da biste dobili pomoć od tutora, registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!

web stranicu, kada kopirate materijal u cijelosti ili djelomično, link na izvor je obavezan.

Kiseline su hemijska jedinjenja koja su sposobna da doniraju električki nabijeni vodikov jon (kation) i takođe prihvate dva elektrona u interakciji, što rezultira formiranjem kovalentne veze.

U ovom članku ćemo pogledati glavne kiseline koje se proučavaju u srednjoj školi. srednje škole, a također naučiti mnoge zanimljivosti o raznim kiselinama. Hajde da počnemo.

Kiseline: vrste

U hemiji postoji mnogo različitih kiselina koje imaju vrlo različita svojstva. Hemičari razlikuju kiseline prema njihovom sadržaju kiseonika, isparljivosti, rastvorljivosti u vodi, jačini, stabilnosti i da li pripadaju organskoj ili neorganskoj klasi. hemijska jedinjenja. U ovom članku ćemo pogledati tabelu koja predstavlja najpoznatije kiseline. Tabela će vam pomoći da zapamtite naziv kiseline i njenu hemijsku formulu.

Dakle, sve je jasno vidljivo. Ova tabela prikazuje najpoznatije kiseline u hemijskoj industriji. Tabela će vam pomoći da zapamtite imena i formule mnogo brže.

Vodonik sulfidna kiselina

H 2 S je hidrosulfidna kiselina. Njegova posebnost je u tome što je i gas. Vodonik sulfid je veoma slabo rastvorljiv u vodi, a takođe je u interakciji sa mnogim metalima. Sumporovodikova kiselina pripada grupi "slabih kiselina", čije ćemo primjere razmotriti u ovom članku.

H 2 S ima blago slatkast ukus, a takođe i veoma oštar miris pokvarena jaja. U prirodi se može naći u prirodnim ili vulkanskim gasovima, a oslobađa se i prilikom raspadanja proteina.

Svojstva kiselina su vrlo raznolika; čak i ako je kiselina nezamjenjiva u industriji, može biti vrlo štetna za ljudsko zdravlje. Ova kiselina je veoma toksična za ljude. Kada se udahne mala količina vodonik sulfida, osoba se budi glavobolja, počinje jaka mučnina i vrtoglavica. Ako osoba udahne veliki broj H 2 S, može dovesti do napadaja, kome ili čak trenutne smrti.

Sumporna kiselina

H 2 SO 4 je jaka sumporna kiselina sa kojom se deca upoznaju na časovima hemije u 8. razredu. Hemijske kiseline kao što je sumporna kiselina su veoma jaki oksidanti. H 2 SO 4 djeluje kao oksidant na mnoge metale, kao i na bazične okside.

H 2 SO 4 izaziva hemijske opekotine kada dođe u kontakt sa kožom ili odećom, ali nije tako toksičan kao sumporovodik.

Azotna kiselina

Jake kiseline su veoma važne u našem svetu. Primjeri takvih kiselina: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 je dobro poznata azotna kiselina. Našao je široku primenu u industriji, kao i u poljoprivreda. Koristi se za izradu raznih đubriva, u nakitu, pri štampanju fotografija, u proizvodnji lijekovi i boje, kao i u vojnoj industriji.

Takve hemijske kiseline, kao i azot, veoma su štetni za organizam. Pare HNO 3 ostavljaju čireve, izazivaju akutnu upalu i iritaciju respiratornog trakta.

Dušična kiselina

Dušična kiselina se često miješa sa dušičnom kiselinom, ali postoji razlika između njih. Činjenica je da je mnogo slabiji od dušika, ima potpuno drugačija svojstva i djelovanje na ljudski organizam.

HNO 2 je našao široku primenu u hemijskoj industriji.

Fluorovodonična kiselina

Fluorovodonična kiselina (ili fluorovodonik) je rastvor H 2 O sa HF. Formula kiseline je HF. Fluorovodonična kiselina se vrlo aktivno koristi u industriji aluminija. Koristi se za otapanje silikata, jetkanja silicijuma i silikatnog stakla.

Vodonik-fluorid je vrlo štetan za ljudski organizam i, ovisno o svojoj koncentraciji, može biti blagi narkotik. Ako dođe u dodir s kožom, u početku nema promjena, ali nakon nekoliko minuta može se pojaviti oštar bol i hemijska opekotina. Fluorovodonična kiselina je veoma štetna za životnu sredinu.

Hlorovodonična kiselina

HCl je hlorovodonik i jaka je kiselina. Hlorovodonik zadržava svojstva kiselina koje pripadaju grupi jakih kiselina. Kiselina je providna i bezbojna po izgledu, ali se dimi u vazduhu. Hlorovodonik se široko koristi u metalurškoj i prehrambenoj industriji.

Ova kiselina izaziva hemijske opekotine, ali je ulazak u oči posebno opasan.

Fosforna kiselina

Fosforna kiselina (H 3 PO 4) je po svojim svojstvima slaba kiselina. Ali čak i slabe kiseline mogu imati svojstva jakih. Na primjer, H 3 PO 4 se koristi u industriji za obnavljanje željeza od rđe. Osim toga, fosforna (ili ortofosforna) kiselina se široko koristi u poljoprivredi - od nje se proizvode mnoga različita gnojiva.

Svojstva kiselina su vrlo slična - gotovo svaka od njih je vrlo štetna za ljudski organizam, H 3 PO 4 nije izuzetak. Na primjer, ova kiselina također uzrokuje teške hemijske opekotine, krvarenje iz nosa i lomljenje zuba.

Ugljena kiselina

H 2 CO 3 je slaba kiselina. Dobiva se otapanjem CO 2 (ugljični dioksid) u H 2 O (voda). Ugljena kiselina se koristi u biologiji i biohemiji.

Gustina raznih kiselina

Gustina kiselina zauzima važno mjesto u teorijskom i praktičnom dijelu hemije. Poznavajući gustinu, možete odrediti koncentraciju određene kiseline, riješiti probleme kemijskog proračuna i dodati ispravnu količinu kiseline da dovršite reakciju. Gustoća bilo koje kiseline mijenja se ovisno o koncentraciji. Na primjer, što je veći procenat koncentracije, to je veća gustina.

Opća svojstva kiselina

Apsolutno sve kiseline jesu (odnosno, sastoje se od nekoliko elemenata periodnog sistema), a u svom sastavu nužno uključuju H (vodik). Zatim ćemo pogledati koji su uobičajeni:

1. Sve kiseline koje sadrže kisik (u čijoj se formuli nalazi O) pri razgradnji tvore vodu, a također i kiseline bez kisika se razlažu u jednostavne tvari (na primjer, 2HF se razlaže na F 2 i H 2).
2. Oksidirajuće kiseline reaguju sa svim metalima u nizu aktivnosti metala (samo onima koji se nalaze lijevo od H).
3. Oni stupaju u interakciju s raznim solima, ali samo s onima koje je formirala još slabija kiselina.

Kiseline se međusobno oštro razlikuju po svojim fizičkim svojstvima. Na kraju krajeva, oni mogu imati miris ili ne, a također mogu biti različiti agregatna stanja: tečni, gasoviti i čak čvrsti. Čvrste kiseline su veoma zanimljive za proučavanje. Primjeri takvih kiselina: C 2 H 2 0 4 i H 3 BO 3.

Koncentracija

Koncentracija je vrijednost koja određuje kvantitativni sastav bilo koje otopine. Na primjer, kemičari često moraju odrediti koliko je čiste sumporne kiseline prisutno u razrijeđenoj kiselini H 2 SO 4. Da bi to učinili, sipaju malu količinu razrijeđene kiseline u mjernu čašu, izvagaju je i određuju koncentraciju pomoću grafikona gustoće. Koncentracija kiselina je usko povezana s gustoćom; često ih ima pri određivanju koncentracije računski problemi, gdje je potrebno odrediti postotak čiste kiseline u otopini.

Klasifikacija svih kiselina prema broju H atoma u njihovoj hemijskoj formuli

Jedna od najpopularnijih klasifikacija je podjela svih kiselina na jednobazne, dvobazne i, shodno tome, trobazne kiseline. Primeri jednobaznih kiselina: HNO 3 (azotna), HCl (hlorovodonična), HF (fluorovodonična) i druge. Ove kiseline se nazivaju jednobaznim, jer sadrže samo jedan atom H. Takvih kiselina je mnogo, nemoguće je zapamtiti apsolutno svaku. Trebate samo zapamtiti da su kiseline klasificirane prema broju H atoma u njihovom sastavu. Slično su definirane i dvobazne kiseline. Primjeri: H 2 SO 4 (sumporni), H 2 S (vodonik sulfid), H 2 CO 3 (ugalj) i drugi. Tribazni: H 3 PO 4 (fosforni).

Osnovna klasifikacija kiselina

Jedna od najpopularnijih klasifikacija kiselina je njihova podjela na one koje sadrže kisik i bez kisika. Kako zapamtiti bez znanja hemijska formula tvari koje su kiseline koje sadrže kisik?

Sve kiseline bez kiseonika ne sadrže važan element O je kiseonik, ali sadrži H. Stoga se uz njihovo ime uvijek vezuje riječ “vodonik”. HCl je H 2 S - vodonik sulfid.

Ali možete napisati i formulu zasnovanu na nazivima kiselina koje sadrže kiseline. Na primjer, ako je broj O atoma u tvari 4 ili 3, nazivu se uvijek dodaje sufiks -n-, kao i završetak -aya-:

• H 2 SO 4 - sumpor (broj atoma - 4);
• H 2 SiO 3 - silicijum (broj atoma - 3).

Ako tvar ima manje od tri atoma kisika ili tri, tada se sufiks -ist- koristi u nazivu:

• HNO 2 - azotni;
• H 2 SO 3 - sumpor.

Opća svojstva

Sve kiseline imaju kiselkast i često blago metalni ukus. Ali postoje i druga slična svojstva koja ćemo sada razmotriti.

Postoje supstance koje se nazivaju indikatori. Indikatori mijenjaju boju, ili boja ostaje, ali se mijenja njena nijansa. Ovo se dešava kada na indikatore utiču druge supstance, kao što su kiseline.

Primjer promjene boje je tako poznati proizvod kao što je čaj i limunova kiselina. Kada se limun doda u čaj, čaj postepeno počinje da primetno svetli. To je zbog činjenice da limun sadrži limunsku kiselinu.

Ima i drugih primjera. Lakmus, koji u neutralnom okruženju ima ljubičasta boja pocrveni kada se doda hlorovodonična kiselina.

Kada su napetosti u nizu napetosti prije vodonika, oslobađaju se mjehurići plina - H. Međutim, ako se metal koji je u zateznoj seriji nakon H stavi u epruvetu s kiselinom, tada neće doći do reakcije, neće biti evolucija gasa. Dakle, bakar, srebro, živa, platina i zlato neće reagovati sa kiselinama.

U ovom članku smo ispitali najpoznatije kemijske kiseline, kao i njihova glavna svojstva i razlike.

Povratak