|
Названия |
||
|
Метаалюминиевая |
Метаалюминат |
|
|
Метамышьяковая |
Метаарсенат |
|
|
Ортомышьяковая |
Ортоарсенат |
|
|
Метамышьяковистая |
Метаарсенит |
|
|
Ортомышьяковистая |
Ортоарсенит |
|
|
Метаборная |
Метаборат |
|
|
Ортоборная |
Ортоборат |
|
|
Четырехборная |
Тетраборат |
|
|
Бромоводород | ||
|
Бромноватистая |
Гипобромит |
|
|
Бромноватая | ||
|
Муравьиная | ||
|
Уксусная | ||
|
Циановодород | ||
|
Угольная |
Карбонат |
|
|
Щавелевая | ||
|
Хлороводород | ||
|
Хлорноватистая |
Гипохлорит |
|
|
Хлористая | ||
|
Хлорноватая | ||
|
Перхлорат |
||
|
Метахромистая |
Метахромит |
|
|
Хромовая | ||
|
Двухромовая |
Дихромат |
|
|
Иодоводород | ||
|
Иодноватистая |
Гипоиодит |
|
|
Иодноватая | ||
|
Периодат |
||
|
Марганцовая |
Перманганат |
|
|
Марганцовистая |
Манганат |
|
|
Молибденовая |
Молибдат |
|
|
Азидоводород (азотистоводородная) | ||
|
Азотистая | ||
|
Метафосфорная |
Метафосфат |
|
|
Ортофосфорная |
Ортофосфат |
|
|
Двуфосфорная(пирофосфорная) |
Дифосфат (пирофосфат) |
|
|
Фосфористая | ||
|
Фосфорноватистая |
Гипофосфит |
|
|
Сероводород | ||
|
Родановодород | ||
|
Сернистая | ||
|
Тиосерная |
Тиосульфат |
|
|
Двусерная (пиросерная) |
Дисульфат (пиросульфат) |
|
|
Пероксодвусерная (надсерная) |
Пероксодисульфат (персульфат) |
|
|
Селеноводород | ||
|
Селенистая | ||
|
Селеновая | ||
|
Кремниевая | ||
|
Ванадиевая | ||
|
Вольфрамовая |
вольфрамат |
|
Соли – вещества, которые можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов или группой атомов.Различают 5 типов солей: средние (нормальные), кислые, основные, двойные, комплексные, отличающиеся характером образующихся при диссоциации ионов.
1.Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты. Состав соли: катион – ион металла, анион – ион кислотного остатка.Nа 2 СО 3 - карбонат натрия
Na 3 РО 4 - фосфат натрия
Nа 3 РО 4 = 3Nа + + РО 4 3-
катион анион
2.Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты. В состав аниона входят атомы водорода.
NаН 2 РО 4 =Nа + + Н 2 РО 4 -
Дигидрофосфат катион анион
Кислые соли дают только многоосновные кислоты, при недостаточном количестве взятого основания.
Н 2 SO 4 +NaOH=NaHSO 4 +H 2 O
гидросульфат
При добавлении избытка щелочи кислая соль может быть переведена в среднюю
NaHSO 4 +NaOH=Na 2 SO 4 +H 2 O
3.Основные соли – продукты неполного замещения гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток. В состав катиона входит гидроксогруппа.
CuOHCl=CuOH + +Cl -
гидроксохлорид катион анион
Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями
(основаниями, содержащими несколько гидроксильных групп), при взаимодействии их с кислотами.
Cu(OH) 2 +HCl=CuOHCl+H 2 O
Перевести основную соль в среднюю можно, действуя на нее кислотой:
CuOHCl+HCl=CuCl 2 +H 2 O
4.Двойные соли – в их состав входят катионы нескольких металлов и анионы одной кислоты
KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
сульфат калия-алюминия
Характерными свойствами всех рассмотренных типов солей являются: реакции обмена с кислотами, щелочами и друг с другом.
Для наименования солей пользуются русской и международной номенклатурой.
Русское наименование соли составляется из названия кислоты и названия металла: СаСО 3 – углекислый кальций.
Для кислых солей вводится добавка «кислый»: Са(НСО 3) 2 – кислый углекислый кальций. Для названия основных солей добавка «основная»: (СuOH) 2 SO 4 – основная сернокислая медь.
Наибольшее распространение получила международная номенклатура. Название соли по этой номенклатуре состоит из названия аниона и названия катиона: KNO 3 – нитрат калия. Если металл имеет разную валентность в соединении, то ее указывают в скобках:FeSO 4 –сульфат железа (Ш).
Для солей кислородосодержащих кислот в названии вводят суффикс «ат», если кислотообразующий элемент проявляет высшую валентность: KNO 3 – нитрат калия; суффикс «ит», если кислотообразующий элемент проявляет низшую валентность:KNO 2 – нитрит калия. В тех случаях, когда кислотообразующий элемент образует кислоты более чем в двух валентных состояниях, всегда применяют суффикс «ат». При этом если он проявляет высшую валентность, добавляют префикс «пер». Например:KClO 4 – перхлорат калия. Если кислотообразующий элемент образует низшую валентность, применяют суффикс «ит», с добавлением префикса «гипо». Например:KClO– гипохлорит калия. Для солей, образованных кислотами, содержащими разное количество воды, добавляются префиксы «мета» и «орто». Например:NaPO 3 – метафосфат натрия (соль метафосфорной кислоты),Na 3 PO 4 – ортофосфат натрия (соль ортофосфорной кислоты). В названии кислой соли вводят приставку «гидро». Например:Na 2 HPO 4 – гидрофосфат натрия (если в анионе один атом водорода) и приставку «гидро» с греческим числительным (если атомов водорода больше одного) –NaH 2 PO 4 – дигидрофосфат натрия. В названия основных солей вводится приставка «гидроксо». Например:FeOHCl– хлорид гидроксожелеза (П).
5.Комплексные соли – соединения, образующие при диссоциации комплексные ионы (заряженные комплексы). При записи комплексные ионы принято заключать в квадратные скобки. Например:
Ag(NH 3) 2 Cl = Ag(NH 3) 2 + + Cl -
K 2 PtCl 6 = 2K + + PtCl 6 2-
Cогласно представлениям, предложенным А.Вернером, в комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Так, например, в рассмотренных комплексных соединениях внутреннюю сферу составляют комплексные ионыAg(NH 3) 2 + иPtCl 6 2- , а внешнюю сферу соответственноCl - и К + . Центральный атом или ион внутренней сферы называется комплексообразователем. В предложенных соединениях этоAg +1 иPt +4 . Координированные вокруг комплексообразователя молекулы или ионы противоположного знака – лиганды. В рассматриваемых соединениях это 2NH 3 0 и 6Cl - . Число лигандов комплексного иона определяет его координационное число. В предложенных соединениях оно соответственно равно 2 и 6.
По знаку электрического заряда различают комплексы
1.Катионные (координация вокруг положительного иона нейтральных молекул):
Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2 -1 ; Al +3 (H 2 O 0) 6 Cl 3 -1
2.Анионные (координация вокруг комплексообразователя в положительной степени окисления лиганд, имеющих отрицательную степень окисления):
K 2 +1 Be +2 F 4 -1 ; К 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6
3.Нейтральные комплексы – комплексные соединения без внешней сферыPt + (NH 3 0) 2 Cl 2 - 0 . В отличие от соединений с анионными и катионными комплексами, нейтральные комплексы не являются электролитами.
Диссоциация комплексных соединений на внутреннюю и внешнюю сферы называетсяпервичной . Протекает она почти нацело по типу сильных электролитов.
Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4 +2 + 2Cl ─
К 3 Fe(CN) 6 → 3 К + +Fe(CN) 6 3 ─
Комплексный ион (заряженный комплекс) в комплексном соединении образует внутреннюю координационную сферу, остальные ионы составляют внешнюю сферу.
В комплексном соединении K 3 комплексный ион 3- , состоящий из комплексообразователя – ионаFe 3+ и лигандов – ионовCN ─ , является внутренней сферой соединения, а ионы К + образуют внешнюю сферу.
Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса связаны комплексообразователем значительно прочнее и их отщепление при диссоциации проходит лишь в незначительной степени. Обратимая диссоциация внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной .
Fe(CN) 6 3 ─ Fe 3+ + 6CN ─
Вторичная диссоциация комплекса протекает по типу слабых электролитов. Алгебраическая сумма зарядов частиц, образующихся при диссоциации комплексного иона, равна заряду комплекса.
Названия комплексных соединений, так же как и названия обычных веществ, образуются из русских названий катионов и латинских названий анионов; так же как и в обычных веществах, в комплексных соединениях первым называется анион. Если анион является комплексным, его название образуется из названия лигандов с окончанием “о” (Сl - - хлоро, ОН - - гидроксо и т.п.) и латинского названия комплексообразователя с суффиксом “ат”; число лигандов как обычно указывается соответствующим числительным. Если комплексообразователь является элементом, способным проявлять переменную степень окисления, численное значение степени окисления, как и в названиях обычных соединений, указывается римской цифрой в круглых скобках
Пример:Названия комплексных соединений с комплексным анионом.
K 3 – гексацианоферрат (III) калия
Комплексные катионы в подавляющем большинстве случаев в качестве лигандов содержат нейтральные молекулы воды Н 2 О, называемые “аква”, или аммиакаNH 3 , называемые “аммин”. В первом случае комплексные катионы называются аквакомплексами, во втором – аммиакатами. Название комплексного катиона состоит из названия лигандов с указанием их количества и русского названия комплексообразователя с обозначенным значением его степени окисления, если это необходимо.
Пример: Названия комплексных соединений с комплексным катионом.
Cl 2 – хлорид тетрамминцинка
Комплексы, несмотря на их устойчивость, могут разрушаться в реакциях, при которых происходит связывание лигандов в ещё более устойчивые слабодиссоциирущие соединения.
Пример: Разрушение гидроксокомплекса кислотой вследствие образования слабодиссоциируюших молекул Н 2 О.
K 2 + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + ZnSO 4 + 2H 2 O.
Название комплексного соединения начинают с указания состава внутренней сферы, потом называют центральный атом и степень его окисления.
Во внутренней сфере сначала называют анионы, прибавляя к латинскому названию окончание «о».
F -1 – фторо Сl - - хлороCN - - цианоSO 2 -2 –сульфито
ОН - - гидроксоNO 2 - - нитрито и т.д.
Затем называют нейтральные лиганды:
NH 3 – аммин Н 2 О – аква
Число лигандов отмечают греческими числительными:
I– моно (как правило не указывается), 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 –гекса. Далее переходят к названию центральатома (комплексообразователя). При этом учитывают следующее:
Если комплексообразователь входит в состав катиона, то используют русское название элемента и в скобках указывают римскими цифрами степень его окисления;
Если комплексообразователь входит в состав аниона, то употребляют латинское название элемента, перед ним указывают степень его окисления, а в конце прибавляют окончание – «ат».
После обозначения внутренней сферы указывают катионы или анионы, находящиеся во внешней сфере.
При образовании названия комплексного соединения надо помнить, что лиганды, входящие в его состав могут быть смешанными: электронейтральные молекулы и заряженные ионы; или заряженные ионы разных видов.
Ag +1 NH 3 2 Cl– хлорид диамин-серебра (I)
K 3 Fe +3 CN 6 - гексациано (Ш) феррат калия
NH 4 2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – дигидроксотетрахлоро (IV) платинат аммония
Pt +2 NH 3 2 Cl 2 -1 о - диамминодихлорид-платина х)
Х) в нейтральных комплексах название комплексообразователя даётся в именительном падеже
Кислоты – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода (способных замещаться атомами металла), связанных с кислотным остатком.
Общая характеристика
Кислоты классифицируются на бескислородные и кислородосодержащие, а также на органические и неорганические.
Рис. 1. Классификация кислот – бескислородные и кислородосодержащие.
Бескислородные кислоты – это растворы в воде таких бинарных соединений, как галогеноводороды или сероводород. В растворе полярная ковалентная связь между водородом и электроотрицательным элементом поляризуется под действием дипольных молекул воды, и молекулы распадаются на ионы. присутствие ионов водорода в веществе и позволяет называть водные растворы этих бинарных соединений кислотами.
Кислоты называют от названия бинарного соединения прибавлением окончания -ная. например, HF – фтороводородная кислота. Анион кислоты называют по названию элемента прибавлением окончания -ид, например, Cl – хлорид.
Кислородосодержащие кислоты (оксокислоты) – это кислотные гидроксиды, диссоциирующие по кислотному типу, то есть как протолиты. Общая формула их – Э(ОН)mOn, где Э – неметалл или металл с переменной валентностью в высшей степени окисления. при условии, когда n равно 0, то кислота слабая (H 2 BO 3 – борная), если n=1, то кислота либо слабая, либо средней силы (H 3 PO 4 -ортофосфорная), если n больше или равно 2, то кислота считается сильной (H 2 SO 4).
Рис. 2. Серная кислота.
Кислотным гидроксидам соответствуют кислотные оксиды или ангидриды кислот, например, серной кислоте соответствует серный ангидрид SO 3 .
Химические свойства кислот
Для кислот характерен ряд свойств, которые отличают их от солей и других химических элементов:
- Действие на индикаторы. Как протолиты кислоты диссоциируют с образованием ионов H+, которые изменяют окраску индикаторов: фиолетовый раствор лакмуса становится красным, а оранжевый раствор метилоранжа становится розовым. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем каждая последующая стадия идет труднее предыдущей, так как на второй и третьей ступенях диссоциируют все более слабые электролиты:
H 2 SO 4 =H+ +HSO 4 –
В зависимости от того, является ли кислота концентрированной или разбавленной зависит цвет индикатора. Так, например, при опускании лакмуса в концентрированную серную кислоту, индикатор становится красным, в разбавленной же серной кислоте цвет не изменится.
- Реакция нейтрализации , то есть взаимодействие кислот с основаниями, в результате чего происходит образование соли и воды, идет всегда, если хотя бы один из реагентов сильный (основание или кислота). Реакция не идет, если кислота слабая, основание нерастворимо. Например, не идет реакция:
H 2 SiO 3 (слабая, нерастворимая в воде кислота)+ Cu(OH) 2 – реакция не идет
Но в других случаях реакция нейтрализации с этими реагентами идет:
H 2 SiO 3 +2KOH (щелочь)=K 2 SiO 3 +2H 2 O
- Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
Fe 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Fe 2 (SO 4) 3 +3H 2 O
- Взаимодействие кислот с металлами , стоящими в ряду напряжений левее водорода, приводит к процессу, в результате которого образуется соль, и выделяется водород. Эта реакция идет легко, если кислота достаточно сильная.
Азотная кислота и концентрированная серная кислоты реагируют с металлами за счет восстановления не водорода, а центрального атома:
Mg+H 2 SO 4 +MgSO 4 +H 2
- Взаимодействие кислот с солями происходит, если в результате образуется слабая кислота. Если соль, реагирующая с кислотой, растворима в воде, то реакция пойдет также в том случае, если образуется нерастворимая соль:
Na 2 SiO 3 (растворимая соль слабой кислоты)+2HCl (сильная кислота)=H 2 SiO 3 (слабая нерастворимая кислота)+2NaCl (растворимая соль)
Многие кислоты находят применение в промышленности, например, уксусная кислота необходима для консервирования мясных и рыбных продуктов
| 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.
Кислоты - это такие химические соединения, которые способны отдавать электрически заряженный ион (катион) водорода, а также принимать два взаимодействущих электрона, вследствие чего образуется ковалентная связь.
В данной статье мы рассмотрим основные кислоты, которые изучают в средних классах общеобразовательных школ, а также узнаем множество интересных фактов о самых разных кислотах. Приступим.
Кислоты: виды
В химии существует множество самых разнообразных кислот, которые имеют самые разные свойства. Химики различают кислоты по содержанию в составе кислорода, по летучести, по растворимости в воде, силе, устойчивости, принадлежности к органическому или неорганическому классу химических соединений. В данной статье мы рассмотрим таблицу, в которой представлены самые известные кислоты. Таблица поможет запомнить название кислоты и ее химическую формулу.
Итак, все наглядно видно. В данной таблице представлены самые известные в химической промышленности кислоты. Таблица поможет намного быстрее запомнить названия и формулы.
Сероводородная кислота
H 2 S - это сероводородная кислота. Ее особенность заключается в том, что она еще и является газом. Сероводород очень плохо растоворяется в воде, а также взаимодействует с очень многими металлами. Сероводородная кислота относится к группе "слабые кислоты", примеры которых мы рассмотрим в данной статье.
H 2 S имеет немного сладковатый вкус, а также очень резкий запах тухлых яиц. В природе ее можно встретить в природном или вулканическом газах, а также она выделяется при гниении белка.
Свойства кислот очень разнообразны, даже если кислота незаменима в промышленности, то может быть очень неполезна для здоровья человека. Данная кислота очень токсична для человека. При вдыхании небольшого количество сероводорода у человека пробуждается головная боль, начинается сильная тошнота и головокружение. Если же человек вдохнет большое количество H 2 S, то это может привести к судорогам, коме или даже мгновенной смерти.
Серная кислота
H 2 SO 4 - это сильная серная кислота, с которой дети знакомятся на уроках химии еще в 8-м классе. Химические кислоты, такие как серная, являются очень сильными окислителями. H 2 SO 4 действует как окислитель на очень многие металлы, а также основные оксиды.
H 2 SO 4 при попадании на кожу или одежду вызывает химические ожоги, однако она не так токсична, как сероводород.
Азотная кислота
В нашем мире очень важны сильные кислоты. Примеры таких кислот: HCl, H 2 SO 4 , HBr, HNO 3 . HNO 3 - это всем известная азотная кислота. Она нашла широкое применение в промышленности, а также в сельском хозяйстве. Ее используют для изготовления различных удобрений, в ювелирном деле, при печати фотографий, в производстве лекарственных препаратов и красителей, а также в военной промышленности.
Такие химические кислоты, как азотная, являются очень вредными для организма. Пары HNO 3 оставляют язвы, вызывают острые воспаления и раздражения дыхательных путей.
Азотистая кислота
Азотистую кислоту очень часто путают с азотной, но разница между ними есть. Дело в том, что намного слабее азотной, у нее совершенно другие свойства и действие на организм человека.
HNO 2 нашла широкое применение в химической промышленности.
Плавиковая кислота
Плавиковая кислота (или фтороводород) - это раствор H 2 O c HF. Формула кислоты - HF. Плавиковая кислота очень активно используется в алюминиевой промышленности. Ею растворяют силикаты, травят кремний, силикатное стекло.
Фтороводород является очень вредным для организма человека, в зависимости от его концентрации может быть легким наркотиком. При попадании на кожу сначала никаких изменений, но уже через несколько минут может появиться резкая боль и химический ожог. Плавиковая кислота очень вредна для окружающего мира.
Соляная кислота
HCl - это хлористый водород, является сильной кислотой. Хлористый водород сохраняет свойства кислот, относящихся к группе сильных. На вид кислота прозрачна и бесцветна, а на воздухе дымится. Хлористый водород широко применяется в металлургической и пищевой промышленностях.
Данная кислота вызывает химические ожоги, но особо опасно ее попадание в глаза.
Фосфорная кислота
Фосфорная кислота (H 3 PO 4) - это по своим свойствам слабая кислота. Но даже слабые кислоты могут иметь свойства сильных. Например, H 3 PO 4 используют в промышленности для восстановления железа из ржавчины. Помимо этого, форсфорная (или ортофосфорная) кислота широко используется в сельском хозяйстве - из нее изготавливают множество разнообразных удобрений.
Свойства кислот очень схожи - практически каждая из них очень вредна для организма человека, H 3 PO 4 не является исключением. Например, эта кислота также вызывает сильные химические ожоги, кровотечения из носа, а также крошение зубов.
Угольная кислота
H 2 CO 3 - слабая кислота. Ее получают при растворении CO 2 (углекислый газ) в H 2 O (вода). Угольную кислоту используют в биологии и биохимии.
Плотность различных кислот
Плотность кислот занимает важное место в теоретической и практической частях химии. Благодаря знанию плотности можно определить концентрацию той или иной кислоты, решить расчетные химические задачи и добавить правильное количество кислоты для совершения реакции. Плотность любой кислоты меняется в зависимости от концентрации. Например, чем больше процент концентрации, тем больше и плотность.
Общие свойства кислот
Абсолютно все кислоты являются (то есть состоят из нескольких элементов таблицы Менделеева), при этом обязательно включают в свой состав H (водород). Далее мы рассмотрим которые являются общими:
- Все кислородсодержащие кислоты (в формуле которых присутствует O) при разложении образуют воду, а также А бескислородные при этом разлагаются на простые вещества (например, 2HF разлагается на F 2 и H 2).
- Кислоты-окислители взаимодействуют со всеми металлами в ряду активности металлов (только с теми, которые расположены слева от H).
- Взаимодействуют с различными солями, но только с теми, которые были образованы еще более слабой кислотой.
По своим физическим свойствам кислоты резко отличаются друг от друга. Ведь они могут иметь запах и не иметь его, а также быть в самых разных агрегатных состояниях: жидких, газообразных и даже твердых. Очень интересны для изучения твердые кислоты. Примеры таких кислот: C 2 H 2 0 4 и H 3 BO 3 .
Концентрация
Концентрацией называют величину, которая определяет количественный состав любого раствора. Например, химикам часто необходимо определить то, сколько в разбавленной кислоте H 2 SO 4 находится чистой серной кислоты. Для этого они наливают небольшое количество разбавленной кислоты в мерный стакан, взвешивают и определяют концентрацию по таблице плотности. Концентрация кислот узко взаимосвязана с плотностью, часто на определение концетрации встречаются расчетные задачи, где нужно определить процентное количество чистой кислоты в растворе.
Классификация всех кислот по количеству атомов H в их химической формуле
Одной из самых популярных классификаций является разделение всех кислот на одноосновные, двухосновные и, соответственно, трехосновные кислоты. Примеры одноосновных кислот: HNO 3 (азотная), HCl (хлороводородная), HF (фтороводородная) и другие. Данные кислоты называются одноосновными, так как в их составе присутствует всего лишь один атом H. Таких кислот множество, абсолютно каждую запомнить невозможно. Нужно лишь запомнить, что кислоты классифицируют и по количеству атомов H в их составе. Аналогично определяются и двухосновные кислоты. Примеры: H 2 SO 4 (серная), H 2 S (сероводородная), H 2 CO 3 (угольная) и другие. Трехосновные: H 3 PO 4 (фосфорная).
Основная классификация кислот
Одной из самых популярных классификаций кислот является разделение их на кислородосодержащие и бескислородные. Как запомнить, не зная химической формулы вещества, что это кислота кислородосодержащая?
У всех бескислородных кислот в составе отсутствует важный элемент O - кислород, но зато в составе есть H. Поэтому к их названию всегда приписывается слово "водородная". HCl - это a H 2 S - сероводородная.
Но и по названиям кислосодержащих кислот можно написать формулу. Например, если число атомов O в веществе - 4 или 3, то к названию всегда прибавляется суффикс -н-, а также окончание -ая-:
- H 2 SO 4 - серная (число атомов - 4);
- H 2 SiO 3 - кремниевая (число атомов - 3).
Если же в веществе меньше трех атомов кислорода или три, то в названии используется суффикс -ист-:
- HNO 2 - азотистая;
- H 2 SO 3 - сернистая.
Общие свойства
Все кислоты имеют вкус кислый и часто немного металлический. Но есть и другие схожие свойства, которые мы сейчас рассмотрим.
Есть такие вещества, которые называются индикаторами. Индикаторы изменяют свой цвет, или же цвет остается, но меняется его оттенок. Это происходит в то время, когда на индикаторы действуют какие-то другие вещества, например кислоты.
Примером изменения цвета может служить такой привычный многим продукт, как чай, и лимонная кислота. Когда в чай бросают лимон, то чай постепенно начинает заметно светлеть. Это происходит из-за того, что в лимоне содержится лимонная кислота.
Существуют и другие примеры. Лакмус, который в нейтральной среде имеет сиреневый цвет, при добавлении соляной кислоты становится красным.
При находящимися в ряду напряженности до водорода, выделяются пузырьки газа - H. Однако если в пробирку с кислотой поместить металл, который находится в ряду напряженности после H, то никакой реакции не произойдет, выделения газа не будет. Так, медь, серебро, ртуть, платина и золото с кислотами реагировать не будут.
В данной статье мы рассмотрели самые известные химические кислоты, а также их главные свойства и различия.
| Формула кислоты | Название кислоты | Название соли | Соответствующий оксид |
| HCl | Соляная | Хлориды | ---- |
| HI | Йодоводородная | Иодиды | ---- |
| HBr | Бромоводородная | Бромиды | ---- |
| HF | Плавиковая | Фториды | ---- |
| HNO 3 | Азотная | Нитраты | N 2 O 5 |
| H 2 SO 4 | Серная | Сульфаты | SO 3 |
| H 2 SO 3 | Сернистая | Сульфиты | SO 2 |
| H 2 S | Сероводородная | Сульфиды | ---- |
| H 2 CO 3 | Угольная | Карбонаты | CO 2 |
| H 2 SiO 3 | Кремниевая | Силикаты | SiO 2 |
| HNO 2 | Азотистая | Нитриты | N 2 O 3 |
| H 3 PO 4 | Фосфорная | Фосфаты | P 2 O 5 |
| H 3 PO 3 | Фосфористая | Фосфиты | P 2 O 3 |
| H 2 CrO 4 | Хромовая | Хроматы | CrO 3 |
| H 2 Cr 2 O 7 | Двухромовая | Бихроматы | CrO 3 |
| HMnO 4 | Марганцовая | Перманганаты | Mn 2 O 7 |
| HClO 4 | Хлорная | Перхлораты | Cl 2 O 7 |
Кислоты в лаборатории можно получить:
1) при растворении кислотных оксидов в воде:
N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3 ;
CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 ;
2) при взаимодействии солей с сильными кислотами:
Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ¯ + 2NaCl;
Pb(NO 3) 2 + 2HCl → PbCl 2 ¯ + 2HNO 3 .
Кислоты взаимодействуют с металлами, основаниями, основными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и солями:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Cu + 4HNO 3 (концентр.) → 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 .
Обычно кислоты взаимодействуют только с теми металлами, которые в электрохимическом ряду напряжения стоят до водорода, при этом выделяется свободный водород. С малоактивными металлами (в электрохимическом ряду напряжения стоят после водорода) такие кислоты не взаимодействуют. Кислоты, являющиеся сильными окислителями (азотная, концентрированная серная), реагируют со всеми металлами, за исключением благородных (золото, платина), но при этом выделяется не водород, а вода и оксид, например, SO 2 или NO 2 .
Солью называют продукт замещения водорода в кислоте на металл.
Все соли делятся на:
средние – NaCl, K 2 CO 3 , KMnO 4 , Ca 3 (PO 4) 2 и др.;
кислые – NaHCO 3 , KH 2 PO 4 ;
основные – CuOHCl, Fe(OH) 2 NO 3 .
Средней солью называется продукт полного замещения ионов водорода в молекуле кислоты атомами металла.
Кислые соли содержат атомы водорода, способные участвовать в химических обменных реакциях. В кислых солях произошло неполное замещение атомов водорода атомами металла.
Основные соли – это продукт неполного замещения гидроксо-групп оснований многовалентных металлов кислотными остатками. Основные соли всегда содержат гидроксогруппу.
Средние соли получают взаимодействием:
1) кислоты и основания:
NaOH + HCl → NaCl + H 2 O;
2) кислоты и основного оксида:
H 2 SO 4 + CaO → CaSO 4 ¯ + H 2 O;
3) кислотного оксида и основания:
SO 2 + 2KOH → K 2 SO 3 + H 2 O;
4) кислотного и основного оксидов:
MgO + CO 2 → MgCO 3 ;
5) металла с кислотой:
Fe + 6HNO 3 (концентр.) → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O;
6) двух солей:
AgNO 3 + KCl → AgCl¯ + KNO 3 ;
7) соли и кислоты:
Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 SiO 3 ¯;
8) соли и щелочи:
CuSO 4 + 2CsOH → Cu(OH) 2 ¯ + Cs 2 SO 4 .
Кислые соли получают:
1) при нейтрализации многоосновных кислот щелочью в избытке кислоты:
H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O;
2) при взаимодействии средних солей с кислотами:
СaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca(HCO 3) 2 ;
3) при гидролизе солей, образованных слабой кислотой:
Na 2 S + H 2 O → NaHS + NaOH.
Основные соли получают:
1) при реакции между основанием многовалентного металла и кислотой в избытке основания:
Cu(OH) 2 + HCl → CuOHCl + H 2 O;
2) при взаимодействии средних солей со щелочами:
СuCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl;
3) при гидролизе средних солей, образованных слабыми основаниями:
AlCl 3 +H 2 O → AlOHCl 2 + HCl.
Соли могут взаимодействовать с кислотами, щелочами, другими солями, с водой (реакция гидролиза):
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.
В любом случае реакция ионного обмена идет до конца только тогда, когда образуется малорастворимое, газообразное или слабо диссоциирующее соединение.
Кроме того, соли могут взаимодействовать с металлами при условии, что металл более активный (имеет более отрицательный электродный потенциал), чем металл, входящий в состав соли:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Для солей также характерны реакции разложения:
BaCO 3 → BaO + CO 2 ;
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 .
Лабораторная работа №1
ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА
ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ
Опыт 1. Получение щелочей.
1.1. Взаимодействие металла с водой.
В кристаллизатор или фарфоровую чашечку налейте дистиллированной воды (примерно 1/2 сосуда). Получите у преподавателя кусочек металлического натрия, предварительно подсушенного фильтровальной бумагой. Бросьте кусочек натрия в кристаллизатор с водой. По окончании реакции добавьте несколько капель фенолфталеина. Отметьте наблюдаемые явления, составьте уравнение реакции. Назовите полученное соединение, запишите его структурную формулу.
1.2. Взаимодействие оксида металла с водой.
В пробирку налейте дистиллированной воды (1/3 пробирки) и поместите в нее комочек CaO, тщательно перемешайте, добавьте 1 – 2 капли фенолфталеина. Отметьте наблюдаемые явления, напишите уравнение реакции. Назовите полученное соединение, дайте его структурную формулу.