12 baznih kiselina. Nazivi nekih neorganskih kiselina i soli

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 kemikalijama. 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 dođe do kemijske 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?
Za pomoć od tutora -.
Prva lekcija je besplatna!

blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelimično, potrebna je veza do originalnog izvora.

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 kemikalijama. 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 dođe do kemijske 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- složene tvari koje se sastoje od jednog ili više atoma vodika koji se mogu zamijeniti atomima metala i kiselim ostacima.

Klasifikacija kiselina

1. Po broju atoma vodika: broj atoma vodika ( n ) određuje bazičnost kiselina:

n= 1 monobaza

n= 2 dibaze

n= 3 tribaza

2. Po sastavu:

a) Tabela kiselina koje sadrže kiseonik, kiselih ostataka i odgovarajućih kiselinskih oksida:

kiselina (H n A)	kiselinski ostatak (A)	Odgovarajući kiseli oksid
H 2 SO 4 sumporna	SO 4 (II) sulfat	SO3 sumporov oksid (VI)
HNO 3 azot	NO3(I)nitrat	N 2 O 5 dušikov oksid (V)
HMnO 4 mangan	MnO 4 (I) permanganat	Mn2O7 mangan oksid ( VII)
H 2 SO 3 sumpor	SO 3 (II) sulfit	SO2 sumporov oksid (IV)
H 3 PO 4 ortofosforni	PO 4 (III) ortofosfat	P 2 O 5 fosfor oksid (V)
HNO 2 azot	NO 2 (I) nitrit	N 2 O 3 dušikov oksid (III)
H 2 CO 3 ugalj	CO 3 (II) karbonat	CO2 ugljen monoksid ( IV)
H 2 SiO 3 silicijum	SiO 3 (II) silikat	SiO 2 silicijum(IV) oksid
HClO hipohlorni	ClO(I) hipohlorit	C l 2 O hlor oksid (I)
HClO 2 hlorid	ClO 2 (ja) hlorit	C l 2 O 3 hlor oksid (III)
HClO 3 hlorat	ClO 3 (I) hlorat	C l 2 O 5 hlor oksid (V)
HClO 4 hlor	ClO 4 (I) perhlorat	C l 2 O 7 hlor oksid (VII)

b) Tabela kiselina bez kiseonika

Kiselina (H N / A)	kiselinski ostatak (A)
HCl hlorovodonična, hlorovodonična	Cl(I) hlorid
H 2 S vodonik sulfid	S(II) sulfid
HBr bromovodonik	Br(I) bromid
HI vodonik jodid	I(I)jodid
HF vodonik fluorid, fluorid	F(I) fluorid

Fizička svojstva kiselina

Mnoge kiseline, kao što su sumporna, azotna i hlorovodonična, su bezbojne tečnosti. poznate su i čvrste kiseline: ortofosforna, metafosforna HPO 3, borna H 3 BO 3 . Gotovo sve kiseline su rastvorljive u vodi. Primjer nerastvorljive kiseline je silicijumska kiselina H2SiO3 . Kiseli rastvori imaju kiselkast ukus. Na primjer, kiselinama koje sadrže mnoge voće daju kiselkast okus. Otuda i nazivi kiselina: limunska, jabučna itd.

Metode za proizvodnju kiselina

bez kiseonika	koji sadrže kiseonik
HCl, HBr, HI, HF, H2S	HNO 3, H 2 SO 4 i drugi
RECEIVING
1. Direktna interakcija nemetala H 2 + Cl 2 = 2 HCl	1. Kiseli oksid + voda = kiselina SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2. Reakcija razmjene između soli i manje hlapljive kiseline 2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (konc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl

Hemijska svojstva kiselina

1. Promijenite boju indikatora

Naziv indikatora	Neutralno okruženje	Kiselo okruženje
Lakmus	Violet	Crveni
Fenolftalein	Bezbojna	Bezbojna
Metil narandža	Narandžasta	Crveni
Univerzalni indikatorski papir	Narandžasta	Crveni

2. Reaguju s metalima u nizu aktivnosti do H 2

(isključ. HNO 3 -Azotna kiselina)

Video "Interakcija kiselina sa metalima"

Me + KISELINA = SOL + H 2 (r. zamjena)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Sa bazičnim (amfoternim) oksidima – metalni oksidi

Video "Interakcija metalnih oksida sa kiselinama"

Krzno x O y + KISELINA = SOL + H 2 O (razmjena rublja)

4. Reagirajte s bazama – reakcija neutralizacije

KISELINA + BAZA= SOL+ H 2 O (razmjena rublja)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

5. Reaguje sa solima slabih, isparljivih kiselina - ako se formira kiselina, taloži ili razvija plin:

2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (konc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( R . razmjena )

Video "Interakcija kiselina sa solima"

6. Razlaganje kiselina koje sadrže kiseonik pri zagrevanju

(isključ. H 2 SO 4 ; H 3 P.O. 4 )

KISELA = KISELINA OKSID + VODA (r. proširenje)

Zapamtite!Nestabilne kiseline (ugljične i sumporne kiseline) - razlažu se na plin i vodu:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Vodonik sulfidna kiselina u proizvodima oslobađa se kao gas:

CaS + 2HCl = H 2 S+CaCl2

ZADACI ZADATAKA

br. 1. Rasporedite hemijske formule kiselina u tabeli. Dajte im imena:

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, kiseline

bes-kiselo-

native

Sadrže kiseonik

rastvorljiv

nerastvorljiv

jedan-

osnovni

dvoosnovni

troosnovni

br. 2. Zapišite jednadžbe reakcije:

Ca + HCl

Na+H2SO4

Al+H2S

Ca+H3PO4
Imenujte produkte reakcije.

br. 3. Zapišite jednadžbe reakcija i nazovite proizvode:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

br. 4. Zapišite jednadžbe za reakcije kiselina s bazama i solima:

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH) 2 + H 2 S

Al(OH) 3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Imenujte produkte reakcije.

VJEŽBE

Trener br. 1. "Formula i nazivi kiselina"

Trener br. 2. "Uspostavljanje korespondencije: kisela formula - oksidna formula"

Sigurnosne mjere - Prva pomoć u slučaju kontakta kiseline s kožom

Sigurnosne mjere -

bez kiseonika:	Osnovnost	Naziv soli
HCl - hlorovodonična (hlorovodonična)	jednobazni	hlorid
HBr - bromovodična	jednobazni	bromida
HI - hidrojodid	jednobazni	jodid
HF - fluorovodična (fluorična)	jednobazni	fluorida
H 2 S - vodonik sulfid	dibasic	sulfid
Kiseonik koji sadrži:
HNO 3 – azot	jednobazni	nitrata
H 2 SO 3 - sumpor	dibasic	sulfit
H 2 SO 4 – sumporna	dibasic	sulfat
H 2 CO 3 - ugalj	dibasic	karbonat
H 2 SiO 3 - silicijum	dibasic	silikat
H 3 PO 4 - ortofosforni	tribasic	ortofosfat

soli – složene tvari koje se sastoje od atoma metala i kiselih ostataka. Ovo je najbrojnija klasa neorganskih jedinjenja.

Klasifikacija. Po sastavu i svojstvima: srednji, kiseli, bazični, dvostruki, mješoviti, složeni

Srednje soli su proizvodi potpune zamjene atoma vodika polibazne kiseline atomima metala.

Nakon disocijacije nastaju samo katjoni metala (ili NH 4 +). Na primjer:

Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO

CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -

Kiselinske soli su proizvodi nepotpune zamjene atoma vodika polibazne kiseline atomima metala.

Nakon disocijacije proizvode katione metala (NH4+), vodikove ione i anjone kiselinskog ostatka, na primjer:

NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO .

Bazične soli su proizvodi nepotpune zamjene OH grupa - odgovarajuće baze kiselim ostacima.

Nakon disocijacije, daju katione metala, hidroksil anione i kiselinski ostatak.

Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .

Dvostruke soli sadrže dva katjona metala i nakon disocijacije daju dva kationa i jedan anjon.

KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO

Kompleksne soli sadrže kompleksne katjone ili anjone.

Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -

Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -

Genetski odnos između različitih klasa jedinjenja

EKSPERIMENTALNI DIO

Oprema i pribor: stalak sa epruvetama, veš mašina, alkoholna lampa.

Reagensi i materijali: crveni fosfor, cink oksid, Zn granule, gašeno kreč u prahu Ca(OH) 2, 1 mol/dm 3 rastvori NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HCl, H 2 SO 4, univerzalni indikator papir, rastvor fenolftaleina, metilnarandžasta, destilovana voda.

Radni nalog

1. Sipati cink oksid u dvije epruvete; u jedan dodajte rastvor kiseline (HCl ili H 2 SO 4), a u drugi rastvor alkalije (NaOH ili KOH) i lagano zagrejte na alkoholnoj lampi.

Zapažanja: Da li se cink oksid otapa u rastvoru kiseline i lužine?

Napišite jednačine

Zaključci: 1.Kojoj vrsti oksida pripada ZnO?

2. Koja svojstva imaju amfoterni oksidi?

Priprema i svojstva hidroksida

2.1. Umočite vrh univerzalne indikatorske trake u alkalnu otopinu (NaOH ili KOH). Uporedite rezultujuću boju indikatorske trake sa standardnom skalom boja.

Zapažanja: Zabilježite pH vrijednost otopine.

2.2. Uzmite četiri epruvete, u prvu sipajte 1 ml rastvora ZnSO 4, u drugu CuSO 4, u treću AlCl 3, a u četvrtu FeCl 3. Dodajte 1 ml rastvora NaOH u svaku epruvetu. Napišite zapažanja i jednačine za reakcije koje se dešavaju.

Zapažanja: Dolazi li do taloženja kada se lužina doda otopini soli? Označite boju sedimenta.

Napišite jednačine reakcije koje se javljaju (u molekularnom i ionskom obliku).

Zaključci: Kako se mogu pripremiti metalni hidroksidi?

2.3. Prenesite polovinu sedimenata dobijenih u eksperimentu 2.2 u druge epruvete. Jedan dio sedimenta tretirati rastvorom H 2 SO 4, a drugi rastvorom NaOH.

Zapažanja: Da li do rastvaranja taloga dolazi kada se talogu dodaju alkalije i kiselina?

Napišite jednačine reakcije koje se javljaju (u molekularnom i ionskom obliku).

Zaključci: 1. Koje vrste hidroksida su Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 3?

2. Koja svojstva imaju amfoterni hidroksidi?

Dobijanje soli.

3.1. Sipajte 2 ml rastvora CuSO 4 u epruvetu i umočite očišćeni nokat u ovu otopinu. (Reakcija je spora, promjene na površini nokta se pojavljuju nakon 5-10 minuta).

Zapažanja: Ima li promjena na površini nokta? Šta se deponuje?

Napišite jednadžbu za redoks reakciju.

Zaključci: Uzimajući u obzir raspon metalnih naprezanja, navesti način dobivanja soli.

3.2. Stavite jednu granulu cinka u epruvetu i dodajte rastvor HCl.

Zapažanja: Ima li evolucije gasa?

Napišite jednačinu

Zaključci: Objasnite ovaj način dobijanja soli?

3.3. Sipajte malo gašenog kreča u prahu Ca(OH) 2 u epruvetu i dodajte rastvor HCl.

Zapažanja: Postoji li evolucija gasa?

Napišite jednačinu reakcija koja se odvija (u molekularnom i ionskom obliku).

zaključak: 1. Koja je vrsta reakcije interakcija između hidroksida i kiseline?

2. Koje su tvari produkti ove reakcije?

3.5. U dvije epruvete sipajte 1 ml otopine soli: u prvu - bakar sulfat, u drugu - kobalt hlorid. Dodati u obe epruvete kap po kap rastvor natrijum hidroksida dok se ne formira precipitacija. Zatim dodajte višak lužine u obje epruvete.

Zapažanja: Označite promjene u boji taloga u reakcijama.

Napišite jednačinu reakcija koja se odvija (u molekularnom i ionskom obliku).

zaključak: 1. Kao rezultat kojih reakcija nastaju bazične soli?

2. Kako možete pretvoriti osnovne soli u srednje soli?

Test zadaci:

1. Od navedenih supstanci napišite formule soli, baza, kiselina: 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. Navedite formule oksida koji odgovaraju navedenim supstancama 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. Koji hidroksidi su amfoterni? Zapišite reakcijske jednačine koje karakteriziraju amfoternost aluminij hidroksida i cink hidroksida.

4. Koja od sljedećih jedinjenja će djelovati u parovima: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Zapišite jednadžbe za moguće reakcije.

Laboratorijski rad br. 2 (4 sata)

Predmet: Kvalitativna analiza kationa i anjona

Cilj: ovladati tehnikom provođenja kvalitativnih i grupnih reakcija na katione i anione.

TEORIJSKI DIO

Osnovni zadatak kvalitativne analize je utvrđivanje hemijskog sastava supstanci koje se nalaze u različitim predmetima (biološki materijali, lekovi, hrana, predmeti životne sredine). U ovom radu se ispituje kvalitativna analiza neorganskih supstanci koje su elektroliti, odnosno u suštini kvalitativna analiza jona. Iz cjelokupnog skupa nastalih jona odabrani su u medicinskom i biološkom smislu najvažniji: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K+, Mg 2+, Cl -, PO , CO, itd.). Mnogi od ovih jona nalaze se u raznim lijekovima i hrani.

U kvalitativnoj analizi ne koriste se sve moguće reakcije, već samo one koje su praćene jasnim analitičkim efektom. Najčešći analitički efekti: pojava nove boje, oslobađanje plina, stvaranje taloga.

Postoje dva fundamentalno različita pristupa kvalitativnoj analizi: frakcijski i sistematski . U sistematskoj analizi, grupni reagensi se nužno koriste za razdvajanje prisutnih jona u zasebne grupe, au nekim slučajevima i u podgrupe. Da bi se to postiglo, neki od jona se pretvaraju u nerastvorljiva jedinjenja, a neki od jona se ostavljaju u rastvoru. Nakon odvajanja taloga od rastvora, analiziraju se odvojeno.

Na primjer, otopina sadrži jone A1 3+, Fe 3+ i Ni 2+. Ako se ova otopina izloži višku lužine, taloži se precipitat Fe(OH) 3 i Ni(OH) 2, a u otopini ostaju ioni [A1(OH) 4 ] -. Precipitat koji sadrži hidrokside željeza i nikla djelomično će se otopiti kada se tretira s amonijakom zbog prijelaza u 2+ rastvor. Tako su pomoću dva reagensa - alkalije i amonijaka dobijena dva rastvora: jedan je sadržavao [A1(OH) 4 ] - jone, drugi je sadržavao jone 2+ i precipitat Fe(OH) 3 . Koristeći karakteristične reakcije, zatim se dokazuje prisustvo određenih jona u rastvorima i u talogu, koji se prvo mora rastvoriti.

Sistematska analiza se uglavnom koristi za detekciju jona u složenim višekomponentnim smešama. Veoma je radno intenzivan, ali njegova prednost leži u lakoj formalizaciji svih radnji koje se uklapaju u jasnu shemu (metodologiju).

Za provođenje frakcijske analize koriste se samo karakteristične reakcije. Očigledno, prisustvo drugih jona može značajno poremetiti rezultate reakcije (preklapanje boja, neželjene precipitacije, itd.). Da bi se to izbjeglo, frakciona analiza uglavnom koristi visoko specifične reakcije koje daju analitički učinak s malim brojem jona. Za uspješne reakcije vrlo je važno održavati određene uvjete, posebno pH. Vrlo često je u frakcijskoj analizi potrebno pribjeći maskiranju, odnosno pretvaranju jona u spojeve koji ne mogu proizvesti analitički učinak sa odabranim reagensom. Na primjer, dimetilglioksim se koristi za detekciju jona nikla. Fe 2+ jon daje sličan analitički efekat ovom reagensu. Da bi se detektovao Ni 2+, ion Fe 2+ se prenosi u stabilan fluoridni kompleks 4- ili oksidira u Fe 3+, na primjer, sa vodikovim peroksidom.

Frakcijska analiza se koristi za detekciju jona u jednostavnijim smjesama. Vrijeme analize je značajno smanjeno, ali se u isto vrijeme od eksperimentatora traži dublje poznavanje obrazaca kemijskih reakcija, jer je prilično teško u jednoj specifičnoj tehnici uzeti u obzir sve moguće slučajeve međusobnog utjecaja jona na priroda uočenih analitičkih efekata.

U analitičkoj praksi tzv razlomno-sistematski metoda. Ovim pristupom koristi se minimalan broj grupnih reagensa, što omogućava da se ocrtaju taktike analize u generalni nacrt, koji se zatim provodi metodom razlomaka.

Prema tehnici provođenja analitičkih reakcija razlikuju se reakcije: sedimentne; mikrokristalsko; praćeno oslobađanjem gasovitih proizvoda; provedeno na papiru; ekstrakcija; obojene u otopinama; bojenje plamena.

Prilikom provođenja sedimentnih reakcija mora se uočiti boja i priroda taloga (kristalni, amorfni), po potrebi se provode dodatna ispitivanja: provjerava se rastvorljivost taloga u jakim i slabim kiselinama, alkalijama i amonijaku, te višak reagensa. Prilikom izvođenja reakcija praćenih oslobađanjem plina, primjećuje se njegova boja i miris. U nekim slučajevima se provode dodatna ispitivanja.

Na primjer, ako se sumnja da je oslobođeni plin ugljični monoksid (IV), propušta se kroz višak vode.

U frakcionim i sistematskim analizama široko se koriste reakcije tokom kojih se pojavljuje nova boja, najčešće su to reakcije kompleksiranja ili redoks reakcije.

U nekim slučajevima je prikladno izvesti takve reakcije na papiru (reakcije kapljicama). Reagensi koji se ne raspadaju u normalnim uslovima nanose se na papir unapred. Tako se za detekciju sumporovodika ili sulfidnih jona koristi papir impregniran olovnim nitratom (do zacrnjenja dolazi zbog stvaranja olovo(II) sulfida). Mnogi oksidanti se otkrivaju pomoću jod skrobnog papira, tj. papir natopljen rastvorima kalijum jodida i skroba. U većini slučajeva, potrebni reagensi se nanose na papir tokom reakcije, na primjer, alizarin za jon A1 3+, kupron za jon Cu 2+ itd. Za poboljšanje boje ponekad se koristi ekstrakcija u organski rastvarač. Za preliminarna ispitivanja koriste se reakcije boje plamena.

To su tvari koje disociraju u otopinama i formiraju vodikove ione.

Kiseline su klasifikovane prema njihovoj jačini, bazičnosti i prisustvu ili odsustvu kiseonika u kiselini.

Po snazikiseline se dijele na jake i slabe. Najvažnije jake kiseline su azotne HNO 3, sumporni H2SO4 i hlorovodonični HCl.

Prema prisustvu kiseonika razlikovati kiseline koje sadrže kiseonik ( HNO3, H3PO4 itd.) i kiseline bez kiseonika ( HCl, H 2 S, HCN, itd.).

Po osnovi, tj. Prema broju atoma vodika u molekuli kiseline koji se mogu zamijeniti atomima metala i formirati sol, kiseline se dijele na jednobazne (npr. HNO 3, HCl), dvobazni (H 2 S, H 2 SO 4), trobazni (H 3 PO 4) itd.

Imena kiselina bez kiseonika izvedena su iz imena nemetala sa dodatkom na kraju -vodik: HCl - hlorovodonična kiselina, H2S e - hidroselenska kiselina, HCN -cijanovodonična kiselina.

Nazivi kiselina koje sadrže kiseonik formiraju se i od ruskog naziva odgovarajućeg elementa uz dodatak riječi "kiselina". U ovom slučaju, naziv kiseline u kojoj je element u najvišem oksidacionom stanju završava na "naya" ili "ova", na primjer, H2SO4 - sumporna kiselina, HClO4 -perhlorna kiselina, H3AsO4 - arsenska kiselina. Sa smanjenjem stepena oksidacije elementa koji formira kiselinu, završeci se mijenjaju u sljedećem redoslijedu: "jajasti" ( HClO3 - perhlorna kiselina), “čvrsta” ( HClO2 - hlorna kiselina), “jajasta” ( H O Cl - hipohlorna kiselina). Ako element formira kiseline dok je u samo dva oksidaciona stanja, tada naziv kiseline koji odgovara najnižem oksidacionom stanju elementa dobija završetak "iste" ( HNO3 - azotna kiselina, HNO2 - azotna kiselina).

Tabela - Najvažnije kiseline i njihove soli

Kiselina		Nazivi odgovarajućih normalnih soli
Ime	Formula
Nitrogen	HNO3	Nitrati
Nitrogenous	HNO2	Nitriti
Boric (ortoboric)	H3BO3	borati (ortoborati)
Bromovodična		bromidi
Hidrojodid		Jodidi
Silicijum	H2SiO3	Silikati
Mangan	HMnO4	Permanganati
Metafosforna	HPO 3	Metafosfati
Arsenic	H3AsO4	Arsenati
Arsenic	H3AsO3	Arseniti
Orthophosphoric	H3PO4	Ortofosfati (fosfati)
difosforna (pirofosforna)	H4P2O7	difosfati (pirofosfati)
Dihrom	H2Cr2O7	Dihromati
Sumporna	H2SO4	Sulfati
Sumporna	H2SO3	Sulfiti
Ugalj	H2CO3	Karbonati
Fosfor	H3PO3	Fosfiti
fluorovodonična (fluorična)		Fluoridi
hlorovodonična (sol)		Hloridi
Hlor	HClO4	Perhlorati
Chlorous	HClO3	Hlorati
Hipohlorni	HClO	Hipohlorit
Chrome	H2CrO4	Hromati
Vodonik cijanid (cijan)		Cijanid

Dobijanje kiselina

1. Kiseline bez kiseonika mogu se dobiti direktnom kombinacijom nemetala sa vodonikom:

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Kiseline koje sadrže kiseonik se često mogu dobiti direktnim kombinovanjem kiselih oksida sa vodom:

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. I kiseline bez kisika i kiseline koje sadrže kisik mogu se dobiti reakcijama izmjene između soli i drugih kiselina:

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. U nekim slučajevima, redoks reakcije se mogu koristiti za proizvodnju kiselina:

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

Hemijska svojstva kiselina

1. Najkarakterističnije hemijsko svojstvo kiselina je njihova sposobnost da reaguju sa bazama (kao i bazičnim i amfoternim oksidima) da formiraju soli, na primer:

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. Sposobnost interakcije sa nekim metalima u nizu napona do vodonika, uz oslobađanje vodonika:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

3. Sa solima, ako se formira slabo rastvorljiva so ili isparljiva supstanca:

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.

Imajte na umu da se višebazične kiseline postepeno disocijacije, a lakoća disocijacije u svakom koraku opada; stoga se za polibazne kiseline, umjesto srednjih soli, često formiraju kisele soli (u slučaju viška reagujuće kiseline):

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. Poseban slučaj kiselinsko-bazne interakcije je reakcija kiselina sa indikatorima, što dovodi do promjene boje, što se dugo koristilo za kvalitativnu detekciju kiselina u otopinama. Dakle, lakmus mijenja boju u kiseloj sredini u crvenu.

5. Pri zagrijavanju, kiseline koje sadrže kisik se razlažu u oksid i vodu (po mogućnosti u prisustvu sredstva za uklanjanje vode P2O5):

H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3,

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2.

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina