12 zasadowych kwasów. Nazwy niektórych kwasów i soli nieorganicznych

Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu i resztę kwasową.

Na podstawie obecności lub braku tlenu w cząsteczce kwasy dzielą się na zawierające tlen(kwas siarkowy H 2 SO 4, kwas siarkawy H 2 SO 3, kwas azotowy HNO 3, kwas fosforowy H 3 PO 4, kwas węglowy H 2 CO 3, kwas krzemowy H 2 SiO 3) i beztlenowe(kwas fluorowodorowy HF, kwas solny HCl (kwas solny), kwas bromowodorowy HBr, kwas jodowodorowy HI, kwas wodorosiarczkowy H2S).

W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, kwasy są jednozasadowe (z 1 atomem H), dwuzasadowe (z 2 atomami H) i trójzasadowe (z 3 atomami H). Na przykład kwas azotowy HNO 3 jest jednozasadowy, ponieważ jego cząsteczka zawiera jeden atom wodoru, kwas siarkowy H 2 SO 4 – dwuzasadowy itp.

Istnieje bardzo niewiele związków nieorganicznych zawierających cztery atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Część cząsteczki kwasu pozbawiona wodoru nazywana jest resztą kwasową.

Pozostałości kwasowe mogą składać się z jednego atomu (-Cl, -Br, -I) - są to proste reszty kwasowe lub mogą składać się z grupy atomów (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - są to reszty złożone.

W roztworach wodnych podczas reakcji wymiany i podstawienia pozostałości kwasowe nie ulegają zniszczeniu:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Słowo bezwodnik oznacza bezwodny, to znaczy kwas bez wody. Na przykład,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Kwasy beztlenowe nie mają bezwodników.

Kwasy wzięły swoją nazwę od nazwy pierwiastka kwasotwórczego (środka kwasotwórczego) z dodatkiem końcówek „naya” i rzadziej „vaya”: H 2 SO 4 - siarkowy; H 2 SO 3 – węgiel; H 2 SiO 3 – krzem itp.

Pierwiastek może tworzyć kilka kwasów tlenowych. W tym przypadku wskazanymi końcówkami nazw kwasów będą te, w których pierwiastek wykazuje wyższą wartościowość (cząsteczka kwasu zawiera dużą zawartość atomów tlenu). Jeśli pierwiastek będzie miał niższą wartościowość, końcówka nazwy kwasu będzie „pusta”: HNO 3 - azotowy, HNO 2 - azotowy.

Kwasy można otrzymać przez rozpuszczenie bezwodników w wodzie. Jeżeli bezwodniki są nierozpuszczalne w wodzie, kwas można otrzymać przez działanie innego, silniejszego kwasu na sól żądanego kwasu. Metoda ta jest typowa zarówno dla kwasów tlenowych, jak i beztlenowych. Kwasy beztlenowe otrzymuje się także poprzez bezpośrednią syntezę z wodoru i niemetalu, a następnie rozpuszczenie powstałego związku w wodzie:

H2 + Cl2 → 2HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Roztwory powstałych substancji gazowych HCl i H2S są kwasami.

W normalnych warunkach kwasy występują zarówno w stanie ciekłym, jak i stałym.

Właściwości chemiczne kwasów

Roztwory kwasów działają na wskaźniki. Wszystkie kwasy (z wyjątkiem krzemowego) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Substancje specjalne - wskaźniki pozwalają określić obecność kwasu.

Wskaźniki to substancje o złożonej budowie. Zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi substancjami chemicznymi. W roztworach neutralnych mają jeden kolor, w roztworach zasad inny kolor. Podczas interakcji z kwasem zmieniają kolor: pomarańczowy wskaźnik metylowy zmienia kolor na czerwony, a wskaźnik lakmusowy również zmienia kolor na czerwony.

Interakcja z bazami z utworzeniem wody i soli, która zawiera niezmienioną resztę kwasową (reakcja neutralizacji):

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

Oddziałuj z tlenkami zasadowymi z utworzeniem wody i soli (reakcja neutralizacji). Sól zawiera pozostałość kwasową kwasu użytego w reakcji zobojętniania:

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

Interakcja z metalami. Aby kwasy mogły oddziaływać z metalami, muszą zostać spełnione pewne warunki:

1. metal musi być wystarczająco aktywny w stosunku do kwasów (w szeregu działania metali musi znajdować się przed wodorem). Im dalej w lewo metal znajduje się w szeregu aktywności, tym intensywniej oddziałuje z kwasami;

2. kwas musi być wystarczająco mocny (to znaczy zdolny do oddawania jonów wodoru H +).

Kiedy zachodzą reakcje chemiczne kwasu z metalami, powstaje sól i wydziela się wodór (z wyjątkiem interakcji metali z kwasem azotowym i stężonym kwasem siarkowym):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

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

Nadal masz pytania? Chcesz wiedzieć więcej o kwasach?
Aby uzyskać pomoc od nauczyciela -.
Pierwsza lekcja jest bezpłatna!

blog.site, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do oryginalnego źródła.

Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu i resztę kwasową.

Na podstawie obecności lub braku tlenu w cząsteczce kwasy dzielą się na zawierające tlen(kwas siarkowy H 2 SO 4, kwas siarkawy H 2 SO 3, kwas azotowy HNO 3, kwas fosforowy H 3 PO 4, kwas węglowy H 2 CO 3, kwas krzemowy H 2 SiO 3) i beztlenowe(kwas fluorowodorowy HF, kwas solny HCl (kwas solny), kwas bromowodorowy HBr, kwas jodowodorowy HI, kwas wodorosiarczkowy H2S).

W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, kwasy są jednozasadowe (z 1 atomem H), dwuzasadowe (z 2 atomami H) i trójzasadowe (z 3 atomami H). Na przykład kwas azotowy HNO 3 jest jednozasadowy, ponieważ jego cząsteczka zawiera jeden atom wodoru, kwas siarkowy H 2 SO 4 – dwuzasadowy itp.

Istnieje bardzo niewiele związków nieorganicznych zawierających cztery atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Część cząsteczki kwasu pozbawiona wodoru nazywana jest resztą kwasową.

Pozostałości kwasowe mogą składać się z jednego atomu (-Cl, -Br, -I) - są to proste reszty kwasowe lub mogą składać się z grupy atomów (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - są to reszty złożone.

W roztworach wodnych podczas reakcji wymiany i podstawienia pozostałości kwasowe nie ulegają zniszczeniu:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Słowo bezwodnik oznacza bezwodny, to znaczy kwas bez wody. Na przykład,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Kwasy beztlenowe nie mają bezwodników.

Kwasy wzięły swoją nazwę od nazwy pierwiastka kwasotwórczego (środka kwasotwórczego) z dodatkiem końcówek „naya” i rzadziej „vaya”: H 2 SO 4 - siarkowy; H 2 SO 3 – węgiel; H 2 SiO 3 – krzem itp.

Pierwiastek może tworzyć kilka kwasów tlenowych. W tym przypadku wskazanymi końcówkami nazw kwasów będą te, w których pierwiastek wykazuje wyższą wartościowość (cząsteczka kwasu zawiera dużą zawartość atomów tlenu). Jeśli pierwiastek będzie miał niższą wartościowość, końcówka nazwy kwasu będzie „pusta”: HNO 3 - azotowy, HNO 2 - azotowy.

Kwasy można otrzymać przez rozpuszczenie bezwodników w wodzie. Jeżeli bezwodniki są nierozpuszczalne w wodzie, kwas można otrzymać przez działanie innego, silniejszego kwasu na sól żądanego kwasu. Metoda ta jest typowa zarówno dla kwasów tlenowych, jak i beztlenowych. Kwasy beztlenowe otrzymuje się także poprzez bezpośrednią syntezę z wodoru i niemetalu, a następnie rozpuszczenie powstałego związku w wodzie:

H2 + Cl2 → 2HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Roztwory powstałych substancji gazowych HCl i H2S są kwasami.

W normalnych warunkach kwasy występują zarówno w stanie ciekłym, jak i stałym.

Właściwości chemiczne kwasów

Roztwory kwasów działają na wskaźniki. Wszystkie kwasy (z wyjątkiem krzemowego) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Substancje specjalne - wskaźniki pozwalają określić obecność kwasu.

Wskaźniki to substancje o złożonej budowie. Zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi substancjami chemicznymi. W roztworach neutralnych mają jeden kolor, w roztworach zasad inny kolor. Podczas interakcji z kwasem zmieniają kolor: pomarańczowy wskaźnik metylowy zmienia kolor na czerwony, a wskaźnik lakmusowy również zmienia kolor na czerwony.

Interakcja z bazami z utworzeniem wody i soli, która zawiera niezmienioną resztę kwasową (reakcja neutralizacji):

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

Oddziałuj z tlenkami zasadowymi z utworzeniem wody i soli (reakcja neutralizacji). Sól zawiera pozostałość kwasową kwasu użytego w reakcji zobojętniania:

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

Interakcja z metalami. Aby kwasy mogły oddziaływać z metalami, muszą zostać spełnione pewne warunki:

1. metal musi być wystarczająco aktywny w stosunku do kwasów (w szeregu działania metali musi znajdować się przed wodorem). Im dalej w lewo metal znajduje się w szeregu aktywności, tym intensywniej oddziałuje z kwasami;

2. kwas musi być wystarczająco mocny (to znaczy zdolny do oddawania jonów wodoru H +).

Kiedy zachodzą reakcje chemiczne kwasu z metalami, powstaje sól i wydziela się wodór (z wyjątkiem interakcji metali z kwasem azotowym i stężonym kwasem siarkowym):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

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

Nadal masz pytania? Chcesz wiedzieć więcej o kwasach?
Aby uzyskać pomoc korepetytora zarejestruj się.
Pierwsza lekcja jest bezpłatna!

stronie internetowej, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do źródła.

Kwasy- substancje złożone składające się z jednego lub więcej atomów wodoru, które można zastąpić atomami metali i resztami kwasowymi.

Klasyfikacja kwasów

1. Według liczby atomów wodoru: liczba atomów wodoru ( N ) określa zasadowość kwasów:

N= 1 monozasada

N= 2 dizasady

N= 3 tribazy

2. Według składu:

a) Tabela kwasów zawierających tlen, reszt kwasowych i odpowiednich tlenków kwasowych:

Kwas (H n A)	Pozostałość kwasu (A)	Odpowiedni tlenek kwasowy
H 2 SO 4 siarkowy	Siarczan SO 4 (II).	SO3 tlenek siarki (VI)
Azot HNO3	Azotan NO3(I).	N 2 O 5 tlenek azotu (V)
Mangan HMnO 4	Nadmanganian MnO 4 (I).	Mn2O7 tlenek manganu ( VII)
H 2 SO 3 siarkowy	Siarczan SO 3 (II).	SO2 tlenek siarki (IV)
H 3 PO 4 ortofosforowy	Ortofosforan PO4(III).	Tlenek fosforu P 2 O 5 (V)
HNO2 azotowy	Azotyn NO 2 (I).	N 2 O 3 tlenek azotu (III)
Węgiel H2CO3	Węglan CO3(II).	CO2 tlenek węgla ( IV)
H2SiO3 krzem	Krzemian SiO3(II).	Tlenek krzemu(IV) SiO2
HClO podchlorawy	Podchloryn ClO(I).	C l 2 O tlenek chloru (I)
Chlorek HClO2	ClO2 (I) chloryn	C l 2 O 3 tlenek chloru (III)
chloran HClO3	Chloran ClO3(I).	Tlenek chloru C l 2 O 5 (V)
chlor HClO4	Nadchloran ClO 4 (I).	Tlenek chloru C l 2 O 7 (VII)

b) Tabela kwasów beztlenowych

Kwas (H nie)	Pozostałość kwasu (A)
HCl chlorowodorowy, solny	Chlorek Cl(I).
H2S siarkowodór	Siarczek S(II).
HBr bromowodór	Bromek Br(I).
HI jodowodór	Ja(Ja)jodek
HF fluorowodór, fluor	Fluorek F(I).

Właściwości fizyczne kwasów

Wiele kwasów, takich jak siarkowy, azotowy i chlorowodorowy, to bezbarwne ciecze. znane są również kwasy stałe: ortofosforowy, metafosforowy HPO 3, borowy H 3 BO 3 . Prawie wszystkie kwasy są rozpuszczalne w wodzie. Przykładem nierozpuszczalnego kwasu jest kwas krzemowy H2SiO3 . Roztwory kwasowe mają kwaśny smak. Na przykład wiele owoców nadaje kwaśny smak ze względu na zawarte w nich kwasy. Stąd nazwy kwasów: cytrynowy, jabłkowy itp.

Metody wytwarzania kwasów

beztlenowy	zawierający tlen
HCl, HBr, HI, HF, H2S	HNO 3, H 2 SO 4 i inne
OTRZYMUJĄCY
1. Bezpośrednie oddziaływanie niemetali H2 + Cl2 = 2 HCl	1. Tlenek kwasowy + woda = kwas SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2. Reakcja wymiany pomiędzy solą i mniej lotnym kwasem 2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (stęż.) = Na 2 SO 4 + 2 HCl

Właściwości chemiczne kwasów

1. Zmień kolor wskaźników

Nazwa wskaźnika	Neutralne środowisko	Kwaśne środowisko
Lakmus	Fioletowy	Czerwony
Fenoloftaleina	Bezbarwny	Bezbarwny
Oranż metylowy	Pomarańczowy	Czerwony
Uniwersalny papier wskaźnikowy	Pomarańczowy	Czerwony

2. Reaguj z metalami o szeregu aktywności do H 2

(oprócz HNO 3 -Kwas azotowy)

Wideo „Oddziaływanie kwasów z metalami”

Ja + KWAS = SÓL + H 2 (r. podstawienie)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Z tlenkami zasadowymi (amfoterycznymi). – tlenki metali

Wideo „Oddziaływanie tlenków metali z kwasami”

Futro x O y + KWAS = SÓL + H 2 O (wymień rubla)

4. Reaguj z zasadami – Reakcja neutralizacji

KWAS + ZASADA = SÓL + H 2 O (wymień rubla)

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

5. Reaguj z solami słabych, lotnych kwasów - jeżeli utworzy się kwas, wytrąci się lub wydzieli się gaz:

2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (stęż.) = Na 2 SO 4 + 2 HCl ( R . giełda )

Wideo „Oddziaływanie kwasów z solami”

6. Rozkład kwasów zawierających tlen podczas ogrzewania

(oprócz H 2 WIĘC 4 ; H 3 PO 4 )

KWAS = TLENEK KWASOWY + WODA (r. ekspansja)

Pamiętać!Kwasy niestabilne (kwas węglowy i siarkowy) - rozkładają się na gaz i wodę:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Kwas siarkowodorowy w produktach uwalniany w postaci gazu:

CaS + 2HCl = H2S+okCl2

ZADANIA ZADANIA

nr 1. Wpisz w tabeli wzory chemiczne kwasów. Nadaj im nazwy:

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, Kwasy

Bes-kwaśny-

rodzinny

Zawierający tlen

rozpuszczalny

nierozpuszczalny

jeden-

podstawowy

dwa-podstawowe

trzy podstawowe

Nr 2. Zapisz równania reakcji:

Ca + HCl

Na+H2SO4

Al+H2S

Ca+H3PO4
Nazwij produkty reakcji.

Nr 3. Zapisz równania reakcji i nazwij produkty:

Na2O + H2CO3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

Nr 4. Zapisz równania reakcji kwasów z zasadami i solami:

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na2SiO3

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Nazwij produkty reakcji.

ĆWICZENIA

Trener nr 1. „Wzór i nazwy kwasów”

Trener nr 2. „Ustalenie zgodności: wzór kwasowy – wzór tlenkowy”

Środki ostrożności - Pierwsza pomoc w przypadku kontaktu kwasu ze skórą

Środki ostrożności -

Beztlenowy:	Zasadowość	Nazwa soli
HCl - solny (chlorowodorowy)	jednozasadowy	chlorek
HBr - bromowodorowy	jednozasadowy	bromek
HI - jodowodorek	jednozasadowy	jodek
HF - fluorowodorowy (fluorowy)	jednozasadowy	fluorek
H2S - siarkowodór	dwuzasadowy	siarczek
Zawierający tlen:
HNO 3 – azot	jednozasadowy	azotan
H 2 SO 3 - siarkowy	dwuzasadowy	siarczyn
H 2 SO 4 – siarkowy	dwuzasadowy	siarczan
H 2 CO 3 - węgiel	dwuzasadowy	węglan
H 2 SiO 3 - krzem	dwuzasadowy	krzemian
H 3 PO 4 - ortofosforowy	trójzasadowy	ortofosforan

Sole – złożone substancje składające się z atomów metali i reszt kwasowych. Jest to najliczniejsza klasa związków nieorganicznych.

Klasyfikacja. Według składu i właściwości: średni, kwaśny, zasadowy, podwójny, mieszany, złożony

Sole średnie są produktami całkowitego zastąpienia atomów wodoru w kwasie wielozasadowym atomami metalu.

Podczas dysocjacji powstają tylko kationy metali (lub NH 4 +). Na przykład:

Na2SO4® 2Na + +SO

CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -

Sole kwasowe są produktami niepełnego zastąpienia atomów wodoru kwasu wielozasadowego atomami metalu.

Po dysocjacji wytwarzają kationy metali (NH 4 +), jony wodoru i aniony reszty kwasowej, na przykład:

NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO .

Podstawowe sole są produktami niepełnego zastąpienia grup OH - odpowiedniej zasady resztami kwasowymi.

Po dysocjacji dają kationy metali, aniony hydroksylowe i resztę kwasową.

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

Podwójne sole zawierają dwa kationy metali, a po dysocjacji dają dwa kationy i jeden anion.

KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO

Sole złożone zawierają złożone kationy lub aniony.

Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -

Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -

Genetyczne powiązania pomiędzy różnymi klasami związków

CZĘŚĆ EKSPERYMENTALNA

Sprzęt i naczynia: stojak z probówkami, pralką, lampą alkoholową.

Odczynniki i materiały: czerwony fosfor, tlenek cynku, granulat Zn, wapno gaszone w proszku Ca(OH) 2, 1 mol/dm 3 roztwory NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HСl, H 2 SO 4, uniwersalny papier wskaźnikowy, roztwór fenoloftaleiny, oranż metylowy, woda destylowana.

Porządek pracy

1. Wlać tlenek cynku do dwóch probówek; do jednego dodać roztwór kwasu (HCl lub H 2 SO 4), a do drugiego roztwór zasadowy (NaOH lub KOH) i lekko podgrzać na lampie alkoholowej.

Obserwacje: Czy tlenek cynku rozpuszcza się w roztworze kwasu i zasady?

Napisz równania

Wnioski: 1. Do jakiego rodzaju tlenku należy ZnO?

2. Jakie właściwości mają tlenki amfoteryczne?

Otrzymywanie i właściwości wodorotlenków

2.1. Zanurz końcówkę uniwersalnego paska wskaźnikowego w roztworze alkalicznym (NaOH lub KOH). Porównaj uzyskany kolor paska wskaźnikowego ze standardową skalą kolorów.

Obserwacje: Zanotuj wartość pH roztworu.

2.2. Weź cztery probówki, do pierwszej wlej 1 ml roztworu ZnSO 4, do drugiej CuSO 4, do trzeciej AlCl 3 i do czwartej FeCl 3. Do każdej probówki dodać 1 ml roztworu NaOH. Zapisz obserwacje i równania zachodzących reakcji.

Obserwacje: Czy wytrącanie następuje po dodaniu zasady do roztworu soli? Wskaż kolor osadu.

Napisz równania zachodzące reakcje (w postaci molekularnej i jonowej).

Wnioski: Jak można przygotować wodorotlenki metali?

2.3. Połowę osadu otrzymanego w doświadczeniu 2.2 przenieść do innych probówek. Potraktuj jedną część osadu roztworem H 2 SO 4, a drugą roztworem NaOH.

Obserwacje: Czy rozpuszczanie osadu następuje po dodaniu do osadu zasady i kwasu?

Napisz równania zachodzące reakcje (w postaci molekularnej i jonowej).

Wnioski: 1. Jakim rodzajem wodorotlenków są Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 3?

2. Jakie właściwości mają wodorotlenki amfoteryczne?

Otrzymywanie soli.

3.1. Do probówki wlać 2 ml roztworu CuSO 4 i zanurzyć w tym roztworze oczyszczony paznokieć. (Reakcja jest powolna, zmiany na powierzchni paznokcia pojawiają się po 5-10 minutach).

Obserwacje: Czy są jakieś zmiany na powierzchni paznokcia? Co jest deponowane?

Zapisz równanie reakcji redoks.

Wnioski: Biorąc pod uwagę zakres naprężeń metali, wskazać sposób otrzymywania soli.

3.2. Umieść jedną granulkę cynku w probówce i dodaj roztwór HCl.

Obserwacje: Czy następuje wydzielanie gazu?

Napisz równanie

Wnioski: Wyjaśnij tę metodę otrzymywania soli?

3.3. Do probówki wsyp trochę sproszkowanego wapna gaszonego Ca(OH) 2 i dodaj roztwór HCl.

Obserwacje: Czy następuje wydzielanie gazu?

Napisz równanie zachodzącej reakcji (w postaci molekularnej i jonowej).

Wniosek: 1. Jakiego rodzaju reakcją jest oddziaływanie wodorotlenku z kwasem?

2. Jakie substancje są produktami tej reakcji?

3.5. Do dwóch probówek wlać 1 ml roztworów soli: do pierwszej - siarczan miedzi, do drugiej - chlorek kobaltu. Dodać do obu probówek kropla po kropli roztworem wodorotlenku sodu, aż do wytrącenia się osadu. Następnie dodaj nadmiar zasady do obu probówek.

Obserwacje: Wskaż zmiany koloru wydzieleń w reakcjach.

Napisz równanie zachodzącej reakcji (w postaci molekularnej i jonowej).

Wniosek: 1. W wyniku jakich reakcji powstają sole zasadowe?

2. Jak przekształcić sole zasadowe w sole średnie?

Zadania testowe:

1. Z podanych substancji zapisz wzory soli, zasad, kwasów: Ca(OH) 2, Ca(NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KO
Zn(OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4.

2. Podaj wzory tlenków odpowiadających wymienionym substancjom 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. Które wodorotlenki są amfoteryczne? Zapisz równania reakcji charakteryzujące amfoteryczność wodorotlenku glinu i wodorotlenku cynku.

4. Które z poniższych związków będą oddziaływać parami: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Zapisz równania możliwych reakcji.

Praca laboratoryjna nr 2 (4 godz.)

Temat: Analiza jakościowa kationów i anionów

Cel: opanować technikę prowadzenia reakcji jakościowych i grupowych na kationach i anionach.

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

Głównym zadaniem analizy jakościowej jest ustalenie składu chemicznego substancji znajdujących się w różnych przedmiotach (materiałach biologicznych, lekach, żywności, przedmiotach środowiskowych). W pracy omówiono analizę jakościową substancji nieorganicznych będących elektrolitami, czyli zasadniczo analizę jakościową jonów. Z całego zestawu występujących jonów wybrano najważniejsze z medycznego i biologicznego punktu widzenia: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na+, K+, Mg 2+, Cl -, PO , CO itp.). Wiele z tych jonów znajduje się w różnych lekach i żywności.

W analizie jakościowej nie wykorzystuje się wszystkich możliwych reakcji, a jedynie te, którym towarzyszy wyraźny efekt analityczny. Najczęstsze efekty analityczne: pojawienie się nowego koloru, uwolnienie gazu, utworzenie osadu.

Istnieją dwa zasadniczo różne podejścia do analizy jakościowej: ułamkowy i systematyczny . W analizie systematycznej odczynniki grupowe są koniecznie stosowane w celu rozdzielenia obecnych jonów na oddzielne grupy, a w niektórych przypadkach na podgrupy. W tym celu część jonów przekształca się w nierozpuszczalne związki, a część pozostawia w roztworze. Po oddzieleniu osadu od roztworu poddaje się je osobnej analizie.

Na przykład roztwór zawiera jony A1 3+, Fe 3+ i Ni 2+. Jeżeli roztwór ten zostanie wystawiony na działanie nadmiaru alkaliów, wytrąci się osad Fe(OH) 3 i Ni(OH) 2, a w roztworze pozostaną jony [A1(OH) 4 ] -. Osad zawierający wodorotlenki żelaza i niklu częściowo się rozpuści po potraktowaniu amoniakiem w wyniku przejścia do roztworu 2+. Tak więc, stosując dwa odczynniki – zasadę i amoniak, otrzymano dwa roztwory: jeden zawierał jony [A1(OH) 4 ] – drugi zawierał jony 2+ i osad Fe(OH) 3. Za pomocą charakterystycznych reakcji sprawdza się następnie obecność określonych jonów w roztworach i osadzie, który należy najpierw rozpuścić.

Analizę systematyczną stosuje się głównie do wykrywania jonów w złożonych mieszaninach wieloskładnikowych. Jest bardzo pracochłonne, ale jego zaletą jest łatwe sformalizowanie wszelkich działań, które mieszczą się w przejrzystym schemacie (metodologii).

Do przeprowadzenia analizy frakcyjnej stosuje się wyłącznie reakcje charakterystyczne. Oczywiście obecność innych jonów może znacząco zniekształcić wyniki reakcji (nakładanie się kolorów, niepożądane wytrącanie się itp.). Aby tego uniknąć, analiza frakcyjna wykorzystuje głównie wysoce specyficzne reakcje, które dają efekt analityczny przy małej liczbie jonów. Aby reakcje przebiegły pomyślnie, bardzo ważne jest utrzymanie określonych warunków, w szczególności pH. Bardzo często w analizie frakcyjnej konieczne jest skorzystanie z maskowania, czyli przekształcenia jonów w związki, które nie są w stanie wytworzyć efektu analitycznego z wybranym odczynnikiem. Na przykład dimetyloglioksym służy do wykrywania jonów niklu. Jon Fe 2+ daje podobny efekt analityczny jak ten odczynnik. Aby wykryć Ni 2+, jon Fe 2+ przenosi się do stabilnego kompleksu fluorkowego 4- lub utlenia do Fe 3+, na przykład nadtlenkiem wodoru.

Do wykrywania jonów w prostszych mieszaninach stosuje się analizę frakcyjną. Czas analizy ulega znacznemu skróceniu, ale jednocześnie od eksperymentatora wymagana jest głębsza znajomość schematów reakcji chemicznych, gdyż dość trudno jest uwzględnić w jednej konkretnej technice wszystkie możliwe przypadki wzajemnego oddziaływania jonów na charakter zaobserwowanych efektów analitycznych.

W praktyce analitycznej tzw ułamkowo-systematyczny metoda. W tym podejściu stosuje się minimalną liczbę odczynników grupowych, co umożliwia nakreślenie taktyki analizy Ogólny zarys, które następnie przeprowadza się metodą ułamkową.

Zgodnie z techniką prowadzenia reakcji analitycznych wyróżnia się reakcje: osadowe; mikrokrystaliczny; towarzyszy mu uwalnianie produktów gazowych; prowadzone na papierze; ekstrakcja; barwione w roztworach; zabarwienie płomienia.

Przy przeprowadzaniu reakcji sedymentacyjnych należy zwrócić uwagę na barwę i charakter osadu (krystaliczny, amorficzny), w razie potrzeby przeprowadza się dodatkowe badania: osad sprawdza się pod kątem rozpuszczalności w mocnych i słabych kwasach, zasadach i amoniaku oraz w nadmiarze odczynnika. Podczas przeprowadzania reakcji, którym towarzyszy uwolnienie gazu, odnotowuje się jego kolor i zapach. W niektórych przypadkach przeprowadzane są dodatkowe badania.

Na przykład, jeśli podejrzewa się, że uwolniony gaz to tlenek węgla (IV), przepuszcza się go przez nadmiar wody wapiennej.

W analizach frakcyjnych i systematycznych powszechnie stosuje się reakcje, podczas których pojawia się nowy kolor, najczęściej są to reakcje kompleksowania lub reakcje redoks.

W niektórych przypadkach wygodnie jest przeprowadzić takie reakcje na papierze (reakcje kropelkowe). Na papier nakłada się wcześniej odczynniki, które nie rozkładają się w normalnych warunkach. I tak do wykrywania siarkowodoru lub jonów siarczkowych wykorzystuje się papier impregnowany azotanem ołowiu [czernienie następuje na skutek tworzenia się siarczku ołowiu(II)]. Wiele utleniaczy wykrywa się za pomocą bibułki jodowo-skrobiowej, tj. papier nasączony roztworami jodku potasu i skrobi. W większości przypadków podczas reakcji na papier nakłada się niezbędne odczynniki, na przykład alizarynę dla jonu A1 3+, cupron dla jonu Cu 2+ itp. Aby wzmocnić kolor, czasami stosuje się ekstrakcję do rozpuszczalnika organicznego. Do badań wstępnych wykorzystuje się reakcje barwy płomienia.

Są to substancje, które w roztworach dysocjują, tworząc jony wodorowe.

Kwasy klasyfikuje się według ich mocy, zasadowości oraz obecności lub braku tlenu w kwasie.

SiłąKwasy dzielą się na mocne i słabe. Najważniejszymi mocnymi kwasami są azot HNO 3, siarkowy H2SO4 i chlorowodorowy HCl.

Według obecności tlenu rozróżnia kwasy zawierające tlen ( HNO3, H3PO4 itp.) i kwasy beztlenowe ( HCl, H2S, HCN itp.).

Przez zasadowość, tj. W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, które można zastąpić atomami metalu, tworząc sól, kwasy dzielą się na jednozasadowe (na przykład HNO 3, HCl), dwuzasadowy (H 2 S, H 2 SO 4), trójzasadowy (H 3 PO 4) itp.

Nazwy kwasów beztlenowych pochodzą od nazwy niemetalu z dodatkiem końcówki -wodór: HCl - kwas chlorowodorowy, H2S e - kwas hydroselenowy, HCN - kwas cyjanowodorowy.

Nazwy kwasów zawierających tlen powstają również z rosyjskiej nazwy odpowiedniego pierwiastka z dodatkiem słowa „kwas”. W tym przypadku nazwa kwasu, w którym pierwiastek jest na najwyższym stopniu utlenienia, kończy się na „naya” lub „ova”, np. H2SO4 - Kwas Siarkowy, HClO4 - kwas nadchlorowy, H3AsO4 - kwas arsenowy. Wraz ze spadkiem stopnia utlenienia pierwiastka kwasotwórczego końcówki zmieniają się w następującej kolejności: „jajowate” ( HClO3 - kwas nadchlorowy), „stały” ( HClO2 - kwas chlorawy), „jajowaty” ( H O kl - kwas podchlorawy). Jeśli pierwiastek tworzy kwasy będąc tylko na dwóch stopniach utlenienia, wówczas nazwa kwasu odpowiadająca najniższemu stopniowi utlenienia pierwiastka otrzymuje końcówkę „iste” ( HNO3 - Kwas azotowy, HNO2 - kwas azotowy).

Tabela - Najważniejsze kwasy i ich sole

Kwas		Nazwy odpowiednich soli normalnych
Nazwa	Formuła
Azot	HNO3	Azotany
Azotowy	HNO2	Azotyny
Borowy (ortoboryczny)	H3BO3	Borany (ortoborany)
Bromowodorowy		Bromki
Jodowodorek		Jodki
Krzem	H2SiO3	Krzemiany
Mangan	HMnO4	Nadmanganiany
Metafosforowy	HPO 3	Metafosforany
Arsen	H3AsO4	Arsenaty
Arsen	H3AsO3	Arsenity
Ortofosforowy	H3PO4	Ortofosforany (fosforany)
Difosforowy (pirofosforowy)	H4P2O7	Difosforany (pirofosforany)
Dichrom	H2Cr2O7	Dichromaty
Siarkowy	H2SO4	Siarczany
Siarkawy	H2SO3	Siarczyny
Węgiel	H2CO3	Węglany
Fosfor	H3PO3	Fosforyny
Fluorowodny (fluorowy)		Fluorki
Solny (sól)		Chlorki
Chlor	HClO4	Nadchlorany
Chlorawy	HClO3	Chlorany
Podchlorany	HClO	Podchloryny
Chrom	H2CrO4	Chromiany
Cyjanowodór (cyjankowy)		Cyjanek

Otrzymywanie kwasów

1. Kwasy beztlenowe można otrzymać przez bezpośrednie połączenie niemetali z wodorem:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Kwasy zawierające tlen można często otrzymać przez bezpośrednie połączenie tlenków kwasowych z wodą:

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. Zarówno kwasy beztlenowe, jak i zawierające tlen można otrzymać w wyniku reakcji wymiany pomiędzy solami i innymi kwasami:

BaBr2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. W niektórych przypadkach reakcje redoks można wykorzystać do wytworzenia kwasów:

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

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

Właściwości chemiczne kwasów

1. Najbardziej charakterystyczną właściwością chemiczną kwasów jest ich zdolność do reagowania z zasadami (oraz tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi) tworząc sole, np.:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O,

2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,

2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O.

2. Zdolność do oddziaływania z niektórymi metalami w szeregach napięć aż do wodoru, z wydzielaniem wodoru:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,

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

3. W przypadku soli, jeśli tworzy się słabo rozpuszczalna sól lub substancja lotna:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2,

2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2+ 2H 2O.

Należy pamiętać, że kwasy wielozasadowe dysocjują etapowo, a łatwość dysocjacji na każdym etapie maleje, dlatego w przypadku kwasów wielozasadowych zamiast soli średnich często tworzą się sole kwasowe (w przypadku nadmiaru reagującego kwasu):

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2HPO 4 + H 2 S,

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O.

4. Szczególnym przypadkiem oddziaływania kwas-zasada jest reakcja kwasów ze wskaźnikami, prowadząca do zmiany koloru, co od dawna wykorzystuje się do jakościowego wykrywania kwasów w roztworach. Tak więc lakmus zmienia kolor w kwaśnym środowisku na czerwony.

5. Po podgrzaniu kwasy zawierające tlen rozkładają się na tlenek i wodę (najlepiej w obecności środka usuwającego wodę P2O5):

H2SO4 = H2O + SO3,

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

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina