12 основных кислот. Названия некоторых неорганических кислот и солей
Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.
По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H 2 SO 4 серная кислота, H 2 SO 3 сернистая кислота, HNO 3 азотная кислота, H 3 PO 4 фосфорная кислота, H 2 CO 3 угольная кислота, H 2 SiO 3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H 2 S сероводородная кислота).
В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO 3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H 2 SO 4 – двухосновная и т.д.
Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.
Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.
Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – это сложные остатки.
В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.
Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H 2 SO 4 – серная; H 2 SO 3 – угольная; H 2 SiO 3 – кремниевая и т.д.
Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO 3 – азотная, HNO 2 – азотистая.
Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:
H 2 + Cl 2 → 2 HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Растворы полученных газообразных веществ HCl и H 2 S и являются кислотами.
При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.
Химические свойства кислот
Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.
Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах - они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.
Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:
1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;
2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H +).
При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – .
Первый урок – бесплатно!
blog.сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.
По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H 2 SO 4 серная кислота, H 2 SO 3 сернистая кислота, HNO 3 азотная кислота, H 3 PO 4 фосфорная кислота, H 2 CO 3 угольная кислота, H 2 SiO 3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H 2 S сероводородная кислота).
В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO 3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H 2 SO 4 – двухосновная и т.д.
Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.
Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.
Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – это сложные остатки.
В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.
Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H 2 SO 4 – серная; H 2 SO 3 – угольная; H 2 SiO 3 – кремниевая и т.д.
Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO 3 – азотная, HNO 2 – азотистая.
Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:
H 2 + Cl 2 → 2 HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Растворы полученных газообразных веществ HCl и H 2 S и являются кислотами.
При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.
Химические свойства кислот
Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.
Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах - они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.
Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:
1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;
2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H +).
При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Кислоты - сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков.
Классификация кислот
1. По числу атомов водорода: число атомов водорода (n ) определяет основность кислот:
n = 1 одноосновная
n = 2 двухосновная
n = 3 трехосновная
2. По составу:
а) Таблица кислород содержащих кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:
Кислота (Н n А) |
Кислотный остаток (А) |
Соответствующий кислотный оксид |
H 2 SO 4 серная |
SO 4 (II) сульфат |
SO 3 оксид серы (VI ) |
HNO 3 азотная |
NO 3 (I) нитрат |
N 2 O 5 оксид азота (V ) |
HMnO 4 марганцевая |
MnO 4 (I) перманганат |
Mn 2 O 7 оксид марганца (VII ) |
H 2 SO 3 сернистая |
SO 3 (II) сульфит |
SO 2 оксид серы (IV ) |
H 3 PO 4 ортофосфорная |
PO 4 (III) ортофосфат |
P 2 O 5 оксид фосфора (V ) |
HNO 2 азотистая |
NO 2 (I) нитрит |
N 2 O 3 оксид азота (III ) |
H 2 CO 3 угольная |
CO 3 (II) карбонат |
CO 2 оксид углерода (IV ) |
H 2 SiO 3 кремниевая |
SiO 3 (II) силикат |
SiO 2 оксид кремния (IV) |
НСlO хлорноватистая |
СlO (I) гипохлорит |
С l 2 O оксид хлора (I) |
НСlO 2 хлористая |
СlO 2 (I) хлорит |
С l 2 O 3 оксид хлора (III) |
НСlO 3 хлорноватая |
СlO 3 (I) хлорат |
С l 2 O 5 оксид хлора (V) |
НСlO 4 хлорная |
СlO 4 (I) перхлорат |
С l 2 O 7 оксид хлора (VII) |
б) Таблица бескислородных кислот
Кислота (Н n А) |
Кислотный остаток (А) |
HCl соляная, хлороводородная |
Cl (I ) хлорид |
H 2 S сероводородная |
S (II ) сульфид |
HBr бромоводородная |
Br (I ) бромид |
HI йодоводородная |
I (I ) йодид |
HF фтороводородная,плавиковая |
F (I ) фторид |
Физические свойства кислот
Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO 3 , борная H 3 BO 3 . Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H 2 SiO 3 . Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислый вкус содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и т.д.
Способы получения кислот
бескислородные |
кислородсодержащие |
HCl, HBr, HI, HF, H 2 S |
HNO 3 , H 2 SO 4 и другие |
ПОЛУЧЕНИЕ |
|
1. Прямое взаимодействие неметаллов H 2 + Cl 2 = 2 HCl |
1. Кислотный оксид + вода = кислота SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 |
2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой 2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl |
Химические свойства кислот
1. Изменяют окраску индикаторов
Название индикатора |
Нейтральная среда |
Кислая среда |
Лакмус |
Фиолетовый |
Красный |
Фенолфталеин |
Бесцветный |
Бесцветный |
Метилоранж |
Оранжевый |
Красный |
Универсальная индикаторная бумага |
Оранжевая |
Красная |
2.Реагируют с металлами в ряду активности до H 2
(искл. HNO 3 –азотная кислота)
Видео "Взаимодействие кислот с металлами"
Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H 2 (р. замещения)
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2
3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов
Видео "Взаимодействие оксидов металлов с кислотами"
Ме х О у + КИСЛОТА= СОЛЬ + Н 2 О (р. обмена)
4. Реагируют с основаниями – реакция нейтрализации
КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H 2 O (р. обмена)
H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O
5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется кислота, выпадающая в осадок или выделяется газ:
2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( р . обмена )
Видео "Взаимодействие кислот с солями"
6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании
(искл. H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 )
КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р. разложения)
Запомните! Неустойчивые кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду :
H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2
H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2
Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:
СаS + 2HCl = H 2 S + Ca Cl 2
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Распределите химические формулы кислот в таблицу. Дайте им названия:
LiOH , Mn 2 O 7 , CaO , Na 3 PO 4 , H 2 S , MnO , Fe (OH ) 3 , Cr 2 O 3 ,HI , HClO 4 , HBr , CaCl 2 , Na 2 O , HCl , H 2 SO 4 , HNO 3 , HMnO 4 , Ca (OH ) 2 , SiO 2 , Кислоты
Бес-кисло-
родные
Кислород- содержащие
растворимые
нераст-воримые
одно-
основные
двух-основные
трёх-основные
№2. Составьте уравнения реакций:
Ca + HCl
Na + H 2 SO 4
Al + H 2 S
Ca
+ H 3 PO 4
Назовите продукты реакции.
№3. Составьте уравнения реакций, назовите продукты:
Na 2 O + H 2 CO 3
ZnO + HCl
CaO + HNO 3
Fe 2 O 3 + H 2 SO 4
№4. Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:
KOH + HNO 3
NaOH + H 2 SO 3
Ca(OH) 2 + H 2 S
Al(OH) 3 + HF
HCl + Na 2 SiO 3
H 2 SO 4 + K 2 CO 3
HNO 3 + CaCO 3
Назовите продукты реакции.
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1. "Формулы и названия кислот"
Тренажёр №2. " Установление соответствия: формула кислоты - формула оксида"
Техника безопасности - Оказание первой помощи при попадании кислот на кожу
Техника безопасности -
Бескислородные: | Основность | Название соли |
HCl - хлористоводородная (соляная) | одноосновная | хлорид |
HBr - бромистоводородная | одноосновная | бромид |
HI - йодистоводородная | одноосновная | йодид |
HF - фтористоводородная (плавиковая) | одноосновная | фторид |
H 2 S - сероводородная | двухосновная | сульфид |
Кислородсодержащие: | ||
HNO 3 – азотная | одноосновная | нитрат |
H 2 SO 3 - сернистая | двухосновная | сульфит |
H 2 SO 4 – серная | двухосновная | сульфат |
H 2 CO 3 - угольная | двухосновная | карбонат |
H 2 SiO 3 - кремниевая | двухосновная | силикат |
H 3 PO 4 - ортофосфорная | трёхосновная | ортофосфат |
Соли – сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
Классификация. По составу и свойствам: средние, кислые, основные, двойные, смешанные, комплексные
Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
При диссоциации дают только катионы металла (или NH 4 +). Например:
Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO
CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -
Кислые соли являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
При диссоциации дают катионы металла (NH 4 +), ионы водорода и анионы кислотного остатка, например:
NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO .
Основные соли являются продуктами неполного замещения групп OH - соответствующего основания на кислотные остатки.
При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.
Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .
Двойные соли содержат два катиона металла и при диссоциации дают два катиона и один анион.
KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO
Комплексны соли содержат комплексные катионы или анионы.
Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -
Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -
Генетическая связь между различными классами соединений
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Оборудование и посуда : штатив с пробирками, промывалка, спиртовка.
Реактивы и материалы : красный фосфор,оксид цинка, гранулы Zn, порошок гашеной извести Ca(OH) 2 , 1 моль/дм 3 растворы NaOH, ZnSO 4 , СuSO 4 , AlCl 3 , FeCl 3 , HСl, H 2 SO 4 , универсальная индикаторная бумага, раствор фенолфталеина, метилоранжа, дистиллированная вода.
Порядок выполнения работы
1. Оксид цинка насыпать в две пробирки; в одну добавить раствор кислоты (HCl или H 2 SO 4) в другую раствор щелочи (NaOH или KOH) и слегка нагреть на спиртовке.
Наблюдения: Происходит ли растворение оксида цинка в растворе кислоты и щелочи?
Написать уравнения
Выводы: 1.К какому типу оксидов относится ZnO?
2. Какими свойствами обладают амфотерные оксиды?
Получение и свойства гидроксидов
2.1. В раствор щелочи (NaOH или KOH) опустить кончик универсальной индикаторной полоски. Сравнить полученный цвет индикаторной полоски со стандартной цветовой шкалой.
Наблюдения: Записать значение рН раствора.
2.2. Взять четыре пробирки, налить в первую 1 мл раствора ZnSO 4 , во вторую - СuSO 4 , в третью - AlCl 3 , в четвертую - FeCl 3 . В каждую пробирку добавить 1мл раствора NaOH. Написать наблюдения и уравнения происходящих реакций.
Наблюдения: Происходит ли выпадение осадка при добавлении щелочи к раствору соли? Укажите цвет осадка.
Написать уравнения происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).
Выводы: Какими способами могут быть получены гидроксиды металлов?
2.3. Половину осадков, полученных в опыте 2.2., перенести в другие пробирки. На одну часть осадка подействовать раствором H 2 SO 4 на другую – раствором NaOH.
Наблюдения: Происходит ли растворение осадков при добавлении щелочи и кислоты к осадкам?
Написать уравнения происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).
Выводы: 1.К какому типу гидроксидов относятся Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Сu(OH) 2 , Fe(OH) 3 ?
2. Какими свойствами обладают амфотерные гидроксиды?
Получение солей.
3.1. В пробирку налить 2 мл раствора CuSO 4 и опустить в этот раствор очищенный гвоздь. (Реакция идет медленно, изменения на поверхности гвоздя появляются через 5-10 мин).
Наблюдения: Происходят ли какие-то изменения с поверхностью гвоздя? Что осаждается?
Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции.
Выводы: Принимая во внимание ряд напряжений металлов, укажите способ получения солей.
3.2. В пробирку поместить одну гранулу цинка и прилить раствор HCl.
Наблюдения: Происходят ли выделение газа?
Написать уравнение
Выводы: Объясните данный способ получения солей?
3.3. В пробирку насыпать немного порошка гашеной извести Ca(OH) 2 и прилить раствор HСl.
Наблюдения: Происходит ли выделение газа?
Написать уравнение происходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).
Вывод: 1. К какому типу относится реакция взаимодействия гидроксида и кислоты?
2.Какие вещества являются продуктами этой реакции?
3.5. В две пробирки налейте по 1 мл растворов солей: в первую – сульфата меди, во вторую – хлорида кобальта. Добавьте в обе пробирки по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадков. Затем добавьте в обе пробирки избыток щелочи.
Наблюдения: Укажите изменения цвета осадков в реакциях.
Написать уравнение происходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).
Вывод: 1. В результате каких реакций образуются основные соли?
2. Как можно перевести основные соли в средние?
Контрольные задания:
1. Из перечисленных веществ выписать формулы солей, оснований, кислот: Ca(OH) 2, Ca(NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH
Zn(OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 .
2. Укажите формулы оксидов, соответствующие перечисленным веществам 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. Какие гидроксиды относятся к амфотерным? Составьте уравнения реакций, характеризующих амфотерность гидроксида алюминия и гидроксида цинка.
4. Какие из указанных соединений будут попарно взаимодействовать: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Составьте уравнения возможных реакций.
Лабораторная работа № 2 (4 ч.)
Тема: Качественный анализ катионов и анионов
Цель: освоить технику проведения качественных и групповых реакций на катионы и анионы.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Основной задачей качественного анализа является установление химического состава веществ, находящихся в разнообразных объектах (биологических материалах, лекарственных препаратах, продуктах питания, объектах окружающей среды). В настоящей работе рассматривается качественный анализ неорганических веществ, являющихся электролитами, т. е. по сути качественный анализ ионов. Из всей совокупности встречающихся ионов выбраны наиболее важные в медико-биологическом отношении: (Fе 3+ , Fе 2+ , Zn 2+ , Са 2+ , Na + , К + , Мg 2+ , Сl - , РО , СО и др.). Многие из этих ионов входят в состав различных лекарственных препаратов и продуктов питания.
В качественном анализе используются не все возможные реакции, а только те, которые сопровождаются отчетливым аналитическим эффектом. Наиболее часто встречающиеся аналитические эффекты: появление новой окраски, выделение газа, образование осадка.
Существуют два принципиально разных подхода к качественному анализу: дробный и систематический . В систематическом анализе обязательно используют групповые реагенты, позволяющие разделить присутствующие ионы на отдельные группы, а в некоторых случаях и на подгруппы. Для этого часть ионов переводят в состав нерастворимых соединений, а часть ионов оставляют в растворе. После отделения осадка от раствора анализ их проводят раздельно.
Например, в растворе имеются ионы А1 3+ , Fе 3+ и Ni 2+ . Если на этот раствор подействовать избытком щелочи, выпадает осадок Fе(ОН) 3 и Ni(ОН) 2 , а в растворе остаются ионы [А1(ОН) 4 ] - . Осадок, содержащий гидроксиды железа и никеля, при обработке аммиаком частично растворится за счет перехода в раствор 2+ . Таким образом, с помощью двух реагентов - щелочи и аммиака были получены два раствора: в одном содержались ионы [А1(ОН) 4 ] - , в другом - ионы 2+ и осадок Fе(ОН) 3 . С помощью характерных реакций затем доказывается наличие тех или иных ионов в растворах и в осадке, который предварительно нужно растворить.
Систематический анализ используют в основном для обнаружения ионов в сложных многокомпонентных смесях. Он очень трудоемок, однако преимущество его заключается в легкой формализации всех действий, укладывающихся в четкую схему (методику).
Для проведения дробного анализа используют только характерные реакции. Очевидно, что присутствие других ионов может значительно искажать результаты реакции (наложение окрасок друг на друга, выпадение нежелательных осадков и т. д.). Во избежание этого в дробном анализе используют в основном высокоспецифические реакции, дающие аналитический эффект с небольшим числом ионов. Для успешного проведения реакций очень важно поддерживать определенные условия, в частности, рН. Очень часто в дробном анализе приходится прибегать к маскировке, т. е. к переводу ионов в соединения, не способные давать аналитический эффект с выбранным реактивом. Например, для обнаружения иона никеля используется диметилглиоксим. Сходный аналитический эффект с этим реагентом дает и ион Fе 2+ . Для обнаружения Ni 2+ ион Fе 2+ переводят в прочный фторидный комплекс 4- или же окисляют до Fе 3+ , например, пероксидом водорода.
Дробный анализ используют для обнаружения ионов в более простых смесях. Время анализа значительно сокращается, однако при этом от экспериментатора требуется более глубокое знание закономерностей протекания химических реакций, так как учесть в одной конкретной методике все возможные случаи взаимного влияния ионов на характер наблюдаемых аналитических эффектов достаточно сложно.
В аналитической практике часто применяют так называемый дробно-систематический метод. При таком подходе используется минимальное число групповых реактивов, что позволяет наметить тактику анализа в общих чертах, который затем осуществляется дробным методом.
По технике проведения аналитических реакций различают реакции: осадочные; микрокристаллоскопические; сопровождающиеся выделением газообразных продуктов; проводимые на бумаге; экстракционные; цветные в растворах; окрашивания пламени.
При проведении осадочных реакций обязательно отмечают цвет и характер осадка (кристаллический, аморфный), при необходимости проводят дополнительные испытания: проверяют осадок на растворимость в сильных и слабых кислотах, щелочах и аммиаке, избытке реактива. При проведении реакций, сопровождающихся выделением газа, отмечают его цвет и запах. В некоторых случаях проводят дополнительные испытания.
Например, если предполагают, что выделяющийся газ – оксид углерода (IV), его пропускают через избыток известковой воды.
В дробном и систематическом анализах широко используются реакции, в ходе которых появляется новая окраска, чаще всего это реакции комплексообразования или окислительно-восстановительные реакции.
В отдельных случаях такие реакции удобно проводить на бумаге (капельные реакции). Реактивы, не подвергающиеся разложению в обычных условиях, наносят на бумагу заранее. Так, для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов применяют бумагу, пропитанную нитратом свинца [происходит почернение за счет образования сульфида свинца(II)]. Многие окислители обнаруживают с помощью йодкрахмальной бумаги, т.е. бумаги, пропитанной растворами иодида калия и крахмала. В большинстве же случаев необходимые реактивы наносят на бумагу во время проведения реакции, например, ализарин на ион А1 3+ , купрон на ион Сu 2+ и др. Для усиления окраски иногда применяют экстракцию в органический растворитель. Для предварительных испытаний используют реакции окрашивания пламени.
Называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.
Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты.
По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - азотная HNO 3 , серная H 2 SO 4 , и соляная HCl .
По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты (HNO 3 , H 3 PO 4 и т.п.) и бескислородные кислоты (HCl , H 2 S , HCN и т.п.).
По основности , т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, кислоты подразделяются на одноосновные (например, HNO 3 , HCl ), двухосновные (H 2 S , H 2 SO 4 ), трехосновные (H 3 PO 4 ) и т. д.
Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания -водородная: HCl - хлороводородная кислота, H 2 S е - селеноводородная кислота, HCN - циановодородная кислота.
Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления , оканчивается на «ная» или «овая», например, H 2 SO 4 - серная кислота, HClO 4 - хлорная кислота, H 3 AsO 4 - мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «оватая» (HClO 3 - хлорноватая кислота), «истая» (HClO 2 - хлористая кислота), «оватистая» (H О Cl - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, получает окончание «истая» (HNO 3 - азотная кислота, HNO 2 - азотистая кислота).
Таблица - Важнейшие кислоты и их соли
Кислота |
Названия соответствующих нормальных солей |
|
Название |
Формула |
|
Азотная |
HNO 3 |
Нитраты |
Азотистая |
HNO 2 |
Нитриты |
Борная (ортоборная) |
H 3 BO 3 |
Бораты (ортобораты) |
Бромоводородная |
Бромиды |
|
Иодоводородная |
Иодиды |
|
Кремниевая |
H 2 SiO 3 |
Силикаты |
Марганцовая |
HMnO 4 |
Перманганаты |
Метафосфорная |
HPO 3 |
Метафосфаты |
Мышьяковая |
H 3 AsO 4 |
Арсенаты |
Мышьяковистая |
H 3 AsO 3 |
Арсениты |
Ортофосфорная |
H 3 PO 4 |
Ортофосфаты (фосфаты) |
Дифосфорная (пирофосфорная) |
H 4 P 2 O 7 |
Дифосфаты (пирофосфаты) |
Дихромовая |
H 2 Cr 2 O 7 |
Дихроматы |
Серная |
H 2 SO 4 |
Сульфаты |
Сернистая |
H 2 SO 3 |
Сульфиты |
Угольная |
H 2 CO 3 |
Карбонаты |
Фосфористая |
H 3 PO 3 |
Фосфиты |
Фтороводородная (плавиковая) |
Фториды |
|
Хлороводородная (соляная) |
Хлориды |
|
Хлорная |
HClO 4 |
Перхлораты |
Хлорноватая |
HClO 3 |
Хлораты |
Хлорноватистая |
HClO |
Гипохлориты |
Хромовая |
H 2 CrO 4 |
Хроматы |
Циановодородная (синильная) |
Цианиды |
Получение кислот
1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S H 2 S.
2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при непосредственном соединении кислотных оксидов с водой:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 ,
P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3 .
3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.
4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4 ,
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO .
Химические свойства кислот
1. Наиболее характерное химическое свойство кислот - их способность реагировать с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например:
H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,
2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O .
2. Способность взаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с выделением водорода:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ,
2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 .
3. С солями, если образуется малорастворимая соль или летучее вещество:
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ,
2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2 + 2H 2 O.
Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем легкость диссоциации по каждой из ступеней падает, поэтому для многоосновных кислот вместо средних солей часто образуются кислые (в случае избытка реагирующей кислоты):
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S ,
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.
4. Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски, что издавна используется для качественного обнаружения кислот в растворах. Так, лакмус изменяет цвет в кислой среде на красный.
5. При нагревании кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксид и воду (лучше в присутствии водоотнимающего P 2 O 5 ):
H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3 ,
H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2 .
М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина
Похожие статьи
-
Этногенез и этническая история русских
Русский этнос - крупнейший по численности народ в Российской Федерации. Русские живут также в ближнем зарубежье, США, Канаде, Австралии и ряде европейских стран. Относятся к большой европейской расе. Современная территория расселения...
-
Людмила Петрушевская - Странствия по поводу смерти (сборник)
В этой книге собраны истории, так или иначе связанные с нарушениями закона: иногда человек может просто ошибиться, а иногда – посчитать закон несправедливым. Заглавная повесть сборника «Странствия по поводу смерти» – детектив с элементами...
-
Пирожные Milky Way Ингредиенты для десерта
Милки Вэй – очень вкусный и нежный батончик с нугой, карамелью и шоколадом. Название конфеты весьма оригинальное, в переводе означает «Млечный путь». Попробовав его однажды, навсегда влюбляешься в воздушный батончик, который принес...
-
Как оплатить коммунальные услуги через интернет без комиссии
Оплатить услуги жилищно-коммунального хозяйства без комиссий удастся несколькими способами. Дорогие читатели! Статья рассказывает о типовых способах решения юридических вопросов, но каждый случай индивидуален. Если вы хотите узнать, как...
-
Когда я на почте служил ямщиком Когда я на почте служил ямщиком
Когда я на почте служил ямщиком, Был молод, имел я силенку, И крепко же, братцы, в селенье одном Любил я в ту пору девчонку. Сначала не чуял я в девке беду, Потом задурил не на шутку: Куда ни поеду, куда ни пойду, Все к милой сверну на...
-
Скатов А. Кольцов. «Лес. VIVOS VOCO: Н.Н. Скатов, "Драма одного издания" Начало всех начал
Некрасов. Скатов Н.Н. М.: Молодая гвардия , 1994. - 412 с. (Серия "Жизнь замечательных людей") Николай Алексеевич Некрасов 10.12.1821 - 08.01.1878 Книга известного литературоведа Николая Скатова посвящена биографии Н.А.Некрасова,...