أسماء بعض الأحماض والأملاح غير العضوية
| الصيغ الحمضية | أسماء الأحماض | أسماء الأملاح المقابلة |
| حمض الهيدروكلوريك4 | الكلور | البيركلورات |
| حمض الهيدروكلوريك3 | هيبوكلوروس | كلورات |
| حمض الهيدروكلوريك2 | كلوريد | الكلوريت |
| حمض الهيدروكلوريك | هيبوكلوروس | هيبوكلوريت |
| H5IO6 | اليود | الدوريات |
| هيو 3 | اليود | اليودات |
| H2SO4 | الكبريتيك | الكبريتات |
| H2SO3 | كبريتي | الكبريتيت |
| H2S2O3 | ثيوكبريت | ثيوكبريتات |
| H2S4O6 | رباعي | رباعيات |
| حمض الهيدروكلوريك3 | نتروجين | النترات |
| حمض الهيدروكلوريك2 | نيتروجيني | النتريت |
| H3PO4 | أورثوفوسفوريك | أورثوفوسفات |
| هبو 3 | مجازي | الميتافوسفات |
| H3PO3 | الفوسفور | فوسفيت |
| H3PO2 | الفوسفور | هيبوفوسفيت |
| H2CO3 | الفحم | كربونات |
| H2SiO3 | السيليكون | السيليكات |
| HMnO4 | المنغنيز | برمنجنات |
| H2MnO4 | المنغنيز | المنجنات |
| H2CrO4 | الكروم | الكرومات |
| H2Cr2O7 | ثنائي اللون | ثنائي كرومات |
| التردد العالي | فلوريد الهيدروجين (الفلورايد) | الفلوريدات |
| حمض الهيدروكلوريك | الهيدروكلوريك (الهيدروكلوريك) | كلوريدات |
| هارفارد ب | الهيدروبروميك | البروميدات |
| أهلاً | يوديد الهيدروجين | يوديدات |
| كبريتيد الهيدروجين | كبريتيد الهيدروجين | كبريتيدات |
| HCN | سيانيد الهيدروجين | السيانيد |
| هون | سماوي | السيانات |
اسمحوا لي أن أذكركم بإيجاز باستخدام أمثلة محددة حول كيفية تسمية الأملاح بشكل صحيح.
مثال 1. يتكون الملح K 2 SO 4 من ما تبقى من حمض الكبريتيك (SO 4) والفلز K. وتسمى أملاح حمض الكبريتيك بالكبريتات. ك 2 SO 4 - كبريتات البوتاسيوم.
مثال 2. FeCl 3 - يحتوي الملح على الحديد وبقايا حمض الهيدروكلوريك (Cl). اسم الملح: كلوريد الحديد (III). يرجى ملاحظة: في هذه الحالة، يجب علينا ليس فقط تسمية المعدن، ولكن أيضًا الإشارة إلى تكافؤه (III). في المثال السابق، لم يكن ذلك ضروريًا، لأن تكافؤ الصوديوم ثابت.
هام: يجب أن يشير اسم الملح إلى تكافؤ المعدن فقط إذا كان المعدن له تكافؤ متغير!
مثال 3. Ba(ClO) 2 - يحتوي الملح على الباريوم والباقي من حمض الهيبوكلوروس (ClO). اسم الملح: هيبوكلوريت الباريوم. وتكافؤ المعدن Ba في جميع مركباته هو اثنان، ولا يحتاج إلى بيان.
مثال 4. (NH4) 2Cr2O7. مجموعة NH 4 تسمى الأمونيوم، وتكافؤ هذه المجموعة ثابت. اسم الملح: ثنائي كرومات الأمونيوم (ثنائي كرومات).
في الأمثلة المذكورة أعلاه واجهنا فقط ما يسمى. أملاح متوسطة أو عادية. لن يتم هنا مناقشة الأملاح الحمضية والقاعدية والمزدوجة والمعقدة وأملاح الأحماض العضوية.
يمكن تصنيف الأحماض بناءً على معايير مختلفة:
1) وجود ذرات الأكسجين في الحمض
2) القاعدية الحمضية
أساس الحمض هو عدد ذرات الهيدروجين "المتنقلة" في جزيئه، القادرة على الانفصال عن جزيء الحمض على شكل كاتيونات هيدروجين H + عند التفكك، واستبدالها أيضًا بذرات فلز:
4) الذوبان
5) الاستقرار
7) خصائص الأكسدة
الخواص الكيميائية للأحماض
1. القدرة على الانفصال
تنفصل الأحماض في المحاليل المائية إلى كاتيونات هيدروجين وبقايا حمض. كما ذكرنا سابقًا، تنقسم الأحماض إلى تفكك جيد (قوي) ومنخفض تفكك (ضعيف). عند كتابة معادلة التفكك للأحماض أحادية القاعدة القوية، يتم استخدام سهم واحد يشير إلى اليمين () أو علامة التساوي (=)، مما يوضح عدم إمكانية الرجوع الافتراضية لهذا التفكك. على سبيل المثال، يمكن كتابة معادلة تفكك حمض الهيدروكلوريك القوي بطريقتين:
أو بهذا الشكل: HCl = H + + Cl -
أو بهذه الطريقة: HCl → H + + Cl -
في الواقع، يخبرنا اتجاه السهم أن العملية العكسية لدمج كاتيونات الهيدروجين مع المخلفات الحمضية (الارتباط) لا تحدث عمليًا في الأحماض القوية.
إذا أردنا كتابة معادلة تفكك حمض أحادي البروتيك ضعيف، فيجب علينا استخدام سهمين في المعادلة بدلاً من الإشارة. تعكس هذه العلامة قابلية عكس تفكك الأحماض الضعيفة - في حالتها تكون العملية العكسية لدمج كاتيونات الهيدروجين مع المخلفات الحمضية واضحة بقوة:
CH 3 COOH CH 3 COO — + H +
تنفصل الأحماض المتعددة القاعدة بشكل تدريجي، أي. لا يتم فصل كاتيونات الهيدروجين عن جزيئاتها في وقت واحد، بل واحدًا تلو الآخر. ولهذا السبب، لا يتم التعبير عن تفكك هذه الأحماض بمعادلة واحدة، بل بعدة معادلات، عددها يساوي قاعدية الحمض. على سبيل المثال، يحدث تفكك حمض الفوسفوريك التريباسيك في ثلاث خطوات مع الفصل المتناوب للكاتيونات H +:
ح 3 ص 4 ح + + ح 2 ص 4 —
ح 2 ص 4 - ح + + ه ص 4 2-
هبو 4 2- ح + + ص 4 3-
تجدر الإشارة إلى أن كل مرحلة لاحقة من التفكك تحدث بدرجة أقل من المرحلة السابقة. أي أن جزيئات H 3 PO 4 تنفصل بشكل أفضل (إلى حد أكبر) من أيونات H 2 PO 4، والتي بدورها تنفصل بشكل أفضل من أيونات H PO 4 2-. وترتبط هذه الظاهرة بزيادة شحن المخلفات الحمضية، ونتيجة لذلك تزداد قوة الرابطة بينها وبين أيونات H + الموجبة.
من الأحماض بوليباسيك، والاستثناء هو حمض الكبريتيك. وبما أن هذا الحمض يتفكك جيداً في كلتا المرحلتين، فإنه يجوز كتابة معادلة تفككه في مرحلة واحدة:
ح 2 سو 4 2 ح + + سو 4 2-
2. تفاعل الأحماض مع المعادن
النقطة السابعة في تصنيف الأحماض هي خصائصها المؤكسدة. وذكر أن الأحماض عوامل مؤكسدة ضعيفة وعوامل مؤكسدة قوية. الغالبية العظمى من الأحماض (جميعها تقريبًا باستثناء H 2 SO 4 (conc.) وHNO 3) هي عوامل مؤكسدة ضعيفة، لأنها لا يمكنها إظهار قدرتها على الأكسدة إلا بسبب كاتيونات الهيدروجين. يمكن لهذه الأحماض أن تؤكسد فقط تلك المعادن الموجودة في سلسلة النشاط على يسار الهيدروجين، وتشكل المنتجات ملحًا من المعدن المقابل والهيدروجين. على سبيل المثال:
H 2 SO 4 (مخفف) + Zn Zn SO 4 + H 2
2HCl + FeCl2 + H2
أما بالنسبة للأحماض المؤكسدة القوية أي. H 2 SO 4 (conc.) و HNO 3 ، فإن قائمة المعادن التي تعمل عليها أوسع بكثير، وتشمل جميع المعادن قبل الهيدروجين في سلسلة النشاط، وكل شيء تقريبًا بعد ذلك. أي أن حمض الكبريتيك المركز وحمض النيتريك بأي تركيز، على سبيل المثال، سوف يؤديان إلى أكسدة حتى المعادن منخفضة النشاط مثل النحاس والزئبق والفضة. سيتم مناقشة تفاعل حامض النيتريك وحامض الكبريتيك المركز مع المعادن، وكذلك بعض المواد الأخرى، بسبب خصوصيتها، بشكل منفصل في نهاية هذا الفصل.
3. تفاعل الأحماض مع الأكاسيد القاعدية والمذبذبة
تتفاعل الأحماض مع الأكاسيد الأساسية والمذبذبة. حمض السيليسيك، لأنه غير قابل للذوبان، لا يتفاعل مع الأكاسيد الأساسية منخفضة النشاط والأكاسيد المذبذبة:
ح 2 SO 4 + أكسيد الزنك Zn SO 4 + H 2 O
6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
ح 2 شافي 3 + الحديد O ≠
4. تفاعل الأحماض مع القواعد والهيدروكسيدات المذبذبة
حمض الهيدروكلوريك + هيدروكسيد الصوديوم H2O + كلوريد الصوديوم
3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. تفاعل الأحماض مع الأملاح
يحدث هذا التفاعل إذا تم تكوين راسب أو غاز أو حمض أضعف بكثير من الحمض الذي يتفاعل. على سبيل المثال:
H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O
HCOONa + حمض الهيدروكلوريك HCOOH + كلوريد الصوديوم
6. الخصائص التأكسدية النوعية لأحماض النيتريك والكبريتيك المركزة
كما ذكر أعلاه، فإن حمض النيتريك بأي تركيز، وكذلك حمض الكبريتيك بشكل حصري في حالة مركزة، هما عوامل مؤكسدة قوية جدًا. على وجه الخصوص، على عكس الأحماض الأخرى، فإنها لا تؤدي فقط إلى أكسدة المعادن الموجودة قبل الهيدروجين في سلسلة النشاط، ولكن أيضًا جميع المعادن تقريبًا بعده (باستثناء البلاتين والذهب).
على سبيل المثال، فهي قادرة على أكسدة النحاس والفضة والزئبق. ومع ذلك، ينبغي للمرء أن يدرك بشدة حقيقة أن عددًا من المعادن (Fe، Cr، Al)، على الرغم من أنها نشطة جدًا (متوفرة قبل الهيدروجين)، إلا أنها لا تتفاعل مع HNO 3 المركز وH 2 SO 4 المركز بدون التسخين بسبب ظاهرة التخميل - يتم تشكيل طبقة واقية من منتجات الأكسدة الصلبة على سطح هذه المعادن، مما لا يسمح لجزيئات أحماض الكبريتيك المركزة وأحماض النيتريك المركزة باختراق المعدن لحدوث التفاعل. ومع ذلك، مع تسخين قوي، لا يزال التفاعل يحدث.
وفي حالة التفاعل مع المعادن، تكون المنتجات الإلزامية دائمًا هي ملح المعدن المقابل والحمض المستخدم، وكذلك الماء. يتم أيضًا عزل منتج ثالث دائمًا، وتعتمد صيغته على عوامل كثيرة، على وجه الخصوص، مثل نشاط المعادن، وكذلك تركيز الأحماض ودرجة حرارة التفاعل.
إن قدرة الأكسدة العالية لأحماض الكبريتيك المركزة وأحماض النيتريك المركزة تسمح لها بالتفاعل ليس فقط مع جميع المعادن في سلسلة النشاط تقريبًا، ولكن حتى مع العديد من اللافلزات الصلبة، وخاصة مع الفوسفور والكبريت والكربون. ويبين الجدول أدناه بوضوح نواتج تفاعل حامض الكبريتيك والنيتريك مع المعادن واللافلزات حسب التركيز:
7. تقليل خصائص الأحماض الخالية من الأكسجين
يمكن لجميع الأحماض الخالية من الأكسجين (باستثناء HF) أن تظهر خصائص اختزالية بسبب العنصر الكيميائي الموجود في الأنيون تحت تأثير العوامل المؤكسدة المختلفة. على سبيل المثال، تتأكسد جميع أحماض الهيدروهاليك (باستثناء HF) بواسطة ثاني أكسيد المنغنيز وبرمنجنات البوتاسيوم وثنائي كرومات البوتاسيوم. في هذه الحالة، تتأكسد أيونات الهاليد لتحرر الهالوجينات:
4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H2O + 5Br 2
14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
من بين جميع الأحماض الهيدروهاليكية، يتمتع حمض الهيدروديك بأكبر نشاط اختزال. على عكس الأحماض الهيدروهاليكية الأخرى، حتى أكسيد الحديديك والأملاح يمكنها أكسدته.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
حمض كبريتيد الهيدروجين H2S له أيضًا نشاط اختزال عالي، حتى أن عامل مؤكسد مثل ثاني أكسيد الكبريت يمكنه أكسدته.
7. الأحماض. ملح. العلاقة بين فئات المواد غير العضوية
7.1. الأحماض
الأحماض عبارة عن إلكتروليتات، عند تفككها تتشكل فقط كاتيونات الهيدروجين H + كأيونات موجبة الشحنة (بتعبير أدق، أيونات الهيدرونيوم H 3 O +).
تعريف آخر: الأحماض هي مواد معقدة تتكون من ذرة هيدروجين وبقايا حمض (الجدول 7.1).
الجدول 7.1
صيغ وأسماء بعض الأحماض وبقايا الأحماض والأملاح
| الصيغة الحمضية | اسم حمض | بقايا الحمض (الأنيون) | اسم الأملاح (متوسط) |
|---|---|---|---|
| التردد العالي | الهيدروفلوريك (الفلوريك) | و - | الفلوريدات |
| حمض الهيدروكلوريك | الهيدروكلوريك (الهيدروكلوريك) | الكلورين - | كلوريدات |
| هارفارد ب | الهيدروبروميك | ر− | البروميدات |
| أهلاً | هيدرويوديد | أنا - | يوديدات |
| كبريتيد الهيدروجين | كبريتيد الهيدروجين | ق 2− | كبريتيدات |
| H2SO3 | كبريتي | SO 3 2 − | الكبريتيت |
| H2SO4 | الكبريتيك | SO 4 2 − | الكبريتات |
| حمض الهيدروكلوريك2 | نيتروجينية | NO2− | النتريت |
| حمض الهيدروكلوريك3 | نتروجين | رقم 3 - | النترات |
| H2SiO3 | السيليكون | شافي 3 2 − | السيليكات |
| هبو 3 | ميتافوسفوريك | ص 3 - | الميتافوسفات |
| H3PO4 | أورثوفوسفوريك | ص 4 3 − | أورثوفوسفات (الفوسفات) |
| H4P2O7 | البيروفوسفوريك (ثنائي الفوسفور) | ف 2 أو 7 4 - | بيروفوسفات (ثنائي الفوسفات) |
| HMnO4 | المنغنيز | منو 4 - | برمنجنات |
| H2CrO4 | الكروم | الكروم 4 2 − | كرومات |
| H2Cr2O7 | ثنائي اللون | الكروم 2 يا 7 2 − | ثنائي كرومات (ثنائي كرومات) |
| H2SeO4 | السيلينيوم | سيو 4 2 − | سيلينات |
| H3BO3 | بورنايا | بو 3 3 − | أجهزة تقويم العظام |
| حمض الهيدروكلوريك | هيبوكلوروس | ClO – | هيبوكلوريت |
| حمض الهيدروكلوريك2 | كلوريد | ClO2− | الكلوريت |
| حمض الهيدروكلوريك3 | كلور | ClO3− | كلورات |
| حمض الهيدروكلوريك4 | الكلور | كلو 4 - | البيركلورات |
| H2CO3 | الفحم | CO 3 3 − | كربونات |
| CH3COOH | خل | CH 3 COO - | خلات |
| HCOH | نملة | HCOO - | فورميات |
في الظروف العادية، يمكن أن تكون الأحماض مواد صلبة (H 3 PO 4، H 3 BO 3، H 2 SiO 3) وسائلة (HNO 3، H 2 SO 4، CH 3 COOH). يمكن أن توجد هذه الأحماض بشكل فردي (في شكل 100٪) وفي شكل محاليل مخففة ومركزة. على سبيل المثال، H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH معروفة بشكل فردي وفي المحاليل.
ولا يُعرف عدد من الأحماض إلا في المحاليل. هذه كلها هاليدات الهيدروجين (HCl، HBr، HI)، كبريتيد الهيدروجين H 2 S، سيانيد الهيدروجين (HCN الهيدروسيانيك)، الكربونيك H 2 CO 3، حمض الكبريتيك H 2 SO 3، وهي محاليل الغازات في الماء. على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك هو خليط من حمض الهيدروكلوريك وH2O، وحمض الكربونيك هو خليط من ثاني أكسيد الكربون وH2O. ومن الواضح أن استخدام عبارة "محلول حمض الهيدروكلوريك" غير صحيح.
معظم الأحماض قابلة للذوبان في الماء؛ حمض السيليك H 2 SiO 3 غير قابل للذوبان. الغالبية العظمى من الأحماض لها بنية جزيئية. أمثلة على الصيغ البنائية للأحماض:
في معظم الجزيئات الحمضية المحتوية على الأكسجين، ترتبط جميع ذرات الهيدروجين بالأكسجين. ولكن هناك استثناءات:
يتم تصنيف الأحماض وفقًا لعدد من الخصائص (الجدول 7.2).
الجدول 7.2
تصنيف الأحماض
| علامة التصنيف | نوع الحمض | أمثلة |
|---|---|---|
| عدد أيونات الهيدروجين المتكونة عند التفكك الكامل لجزيء الحمض | مونوباسي | حمض الهيدروكلوريك، HNO3، CH3COOH |
| ثنائي القاعدة | H2SO4، H2S، H2CO3 | |
| قبلي | H3PO4، H3AsO4 | |
| وجود أو عدم وجود ذرة أكسجين في الجزيء | تحتوي على الأكسجين (هيدروكسيدات الحمض، والأحماض الأوكسية) | HNO2، H2SiO3، H2SO4 |
| خالي من الأكسجين | التردد العالي، H2S، HCN | |
| درجة التفكك (القوة) | قوي (ينفصل تمامًا، إلكتروليتات قوية) | حمض الهيدروكلوريك، HBr، HI، H2SO4 (المخفف)، HNO3، HClO3، HClO4، HMnO4، H2Cr2O7 |
| ضعيفة (تنفصل جزئيًا، إلكتروليتات ضعيفة) | HF، HNO 2، H 2 SO 3، HCOOH، CH 3 COOH، H 2 SiO 3، H 2 S، HCN، H 3 PO 4، H 3 PO 3، HClO، HClO 2، H 2 CO 3، H 3 BO 3، ح 2 SO 4 (كونك) | |
| خصائص الأكسدة | العوامل المؤكسدة بسبب أيونات H + (الأحماض غير المؤكسدة بشكل مشروط) | حمض الهيدروكلوريك، HBr، HI، HF، H 2 SO 4 (ديل)، H 3 PO 4، CH 3 COOH |
| العوامل المؤكسدة بسبب الأنيون (الأحماض المؤكسدة) | HNO 3، HMnO 4، H 2 SO 4 (conc)، H 2 Cr 2 O 7 | |
| عوامل الاختزال بسبب الأنيون | حمض الهيدروكلوريك، HBr، HI، H 2 S (ولكن ليس HF) | |
| الاستقرار الحراري | موجودة فقط في الحلول | H 2 CO 3، H 2 SO 3، HClO، HClO 2 |
| يتحلل بسهولة عند تسخينه | ح 2 SO 3، HNO 3، H 2 شافي 3 | |
| مستقرة حراريا | ح 2 سو 4 (كون)، ح 3 ص 4 |
جميع الخواص الكيميائية العامة للأحماض ترجع إلى وجود فائض من كاتيونات الهيدروجين H + (H 3 O +) في محاليلها المائية.
1. بسبب زيادة أيونات H +، فإن المحاليل المائية للأحماض تغير لون عباد الشمس البنفسجي وبرتقالي الميثيل إلى اللون الأحمر (لا يتغير لون الفينول فثالين ويبقى عديم اللون). في المحلول المائي لحمض الكربونيك الضعيف، لا يكون لون عباد الشمس أحمر، بل وردي؛ فالحل فوق راسب حمض السيليك الضعيف جدًا لا يغير لون المؤشرات على الإطلاق.
2. تتفاعل الأحماض مع الأكاسيد الأساسية والقواعد والهيدروكسيدات المذبذبة وهيدرات الأمونيا (انظر الفصل 6).
مثال 7.1.
لتنفيذ التحويل BaO → BaSO 4 يمكنك استخدام: أ) SO 2؛ ب) ح 2 SO 4؛ ج) نا 2 SO 4؛ د) SO 3.
حل. يمكن إجراء التحويل باستخدام H2SO4:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO 3 = BaSO 4
لا يتفاعل Na 2 SO 4 مع BaO، وفي تفاعل BaO مع SO 2 يتكون كبريتيت الباريوم:
BaO + SO 2 = BaSO 3
الجواب: 3).
3. تتفاعل الأحماض مع الأمونيا ومحاليلها المائية لتكوين أملاح الأمونيوم:
حمض الهيدروكلوريك + NH 3 = NH 4 Cl - كلوريد الأمونيوم؛
ح 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - كبريتات الأمونيوم.
H 2 SO 4 (مخفف) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2
تفاعل الأحماض المؤكسدة (HNO 3، H 2 SO 4 (conc)) مع المعادن محدد للغاية ويتم أخذه في الاعتبار عند دراسة كيمياء العناصر ومركباتها.
5. تتفاعل الأحماض مع الأملاح. رد الفعل لديه عدد من الميزات:
أ) في معظم الحالات، عندما يتفاعل حمض أقوى مع ملح حمض أضعف، يتكون ملح حمض ضعيف وحمض ضعيف، أو، كما يقولون، يزيح حمض أقوى محل أضعف. تبدو سلسلة انخفاض قوة الأحماض كما يلي:
أمثلة على ردود الفعل التي تحدث:
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2
H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓
2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2
3 ح 2 سو 4 + 2 ك 3 ص 4 = 3 ك 2 سو 4 + 2 ح 3 ص 4
لا تتفاعل مع بعضها البعض، على سبيل المثال، KCl وH 2 SO 4 (مخفف)، NaNO 3 وH 2 SO 4 (مخفف)، K 2 SO 4 وHCl (HNO 3، HBr، HI)، K 3 PO 4 و H 2 CO 3، CH 3 COOK و H 2 CO 3؛
ب) في بعض الحالات، يحل حمض أضعف محل حمض أقوى من الملح:
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
3AgNO 3 (ديل) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.
مثل هذه التفاعلات ممكنة عندما لا تذوب رواسب الأملاح الناتجة في الأحماض القوية المخففة الناتجة (H 2 SO 4 و HNO 3) ؛
ج) في حالة تكوين رواسب غير قابلة للذوبان في الأحماض القوية، قد يحدث تفاعل بين حمض قوي وملح مكون من حمض قوي آخر:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + حمض الهيدروكلوريك = AgCl↓ + HNO3
مثال 7.2.
أشر إلى الصف الذي يحتوي على صيغ المواد التي تتفاعل مع H 2 SO 4 (المخفف).
1) الزنك، آل 2 يا 3، بوكل (ص)؛ 3) NaNO 3 (p-p)، Na 2 S، NaF 2) Cu(OH) 2، K 2 CO 3، Ag؛ 4) نا 2 SO 3، Mg، Zn (OH) 2.
حل. تتفاعل جميع مواد الصف 4 مع H 2 SO 4 (dil):
نا 2 SO 3 + H 2 SO 4 = نا 2 SO 4 + H 2 O + SO 2
ملغم + ح 2 SO 4 = ملغم SO 4 + ح 2
Zn(OH) 2 + H2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O
في الصف 1) التفاعل مع KCl (p-p) غير ممكن، في الصف 2) - مع Ag، في الصف 3) - مع NaNO 3 (p-p).
الجواب: 4).
6. يتصرف حمض الكبريتيك المركز بشكل محدد للغاية في التفاعلات مع الأملاح. هذا حمض غير متطاير ومستقر حرارياً، وبالتالي فهو يزيح جميع الأحماض القوية من الأملاح الصلبة (!)، لأنها أكثر تطايراً من H2SO4 (conc):
بوكل (تلفزيون) + H 2 SO 4 (ملخص) KH SO 4 + حمض الهيدروكلوريك
2KCl (s) + H 2 SO 4 (مكثف) K 2 SO 4 + 2HCl
مثال 7.3.
يتفاعل حمض الكبريتيك المركز، على عكس المخفف، بما يلي:
3) كنو 3 (تلفزيون)؛
BaO + SO 2 = BaSO 3
حل. يتفاعل كلا الحمضين مع KF وNa 2 CO 3 وNa 3 PO 4، ويتفاعل H 2 SO 4 فقط مع KNO 3 (الصلب).
طرق إنتاج الأحماض متنوعة للغاية.أحماض الأكسجين
- يستلم:
وذلك بإذابة الغازات المقابلة في الماء:
حمض الهيدروكلوريك (ز) + H2O (ل) → حمض الهيدروكلوريك (p-p)
- H 2 S (ز) + H 2 O (ل) → H 2 S (محلول)
من الأملاح عن طريق الإزاحة بأحماض أقوى أو أقل تطايرا:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
بوكل (tv) + H 2 SO 4 (conc) = KH SO 4 + حمض الهيدروكلوريك
نا 2 SO 3 + H 2 SO 4 نا 2 SO 4 + H 2 SO 3أحماض الأكسجين
- الأحماض المحتوية على الأكسجين
وذلك بإذابة الأكاسيد الحمضية المقابلة لها في الماء، بينما تظل درجة أكسدة عنصر تكوين الحمض في الأكسيد والحمض كما هي (باستثناء NO2):
N2O5 + H2O = 2HNO3
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
- ف 2 س 5 + 3 ح 2 س 2 ح 3 ص 4
أكسدة اللافلزات بالأحماض المؤكسدة:
- S + 6HNO 3 (conc) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
عن طريق إزاحة حمض قوي من ملح حمض قوي آخر (إذا ترسب راسب غير قابل للذوبان في الأحماض الناتجة):
AgNO3 + حمض الهيدروكلوريك = AgCl↓ + HNO3
- Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (مخفف) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
عن طريق إزاحة الحمض المتطاير من أملاحه بحمض أقل تطايرا.
لهذا الغرض، يتم استخدام حمض الكبريتيك المركز غير المتطاير والمستقر حرارياً في أغلب الأحيان:
NaNO 3 (تلفزيون) + H 2 SO 4 (ملخص) NaH SO 4 + HNO 3
- KClO 4 (تلفزيون) + H 2 SO 4 (ملخص) KH SO 4 + HClO 4
إزاحة الحمض الأضعف من أملاحه بحمض أقوى :
Ca 3 (ص 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 ص 4
نانو 2 + حمض الهيدروكلوريك = كلوريد الصوديوم + HNO 2
K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓
هذه هي المواد التي تنفصل في المحاليل لتكوين أيونات الهيدروجين.
تصنف الأحماض حسب قوتها وأساسيتها ووجود أو عدم وجود الأكسجين في الحمض.بالقوةوتنقسم الأحماض إلى قوية وضعيفة. وأهم الأحماض القوية هي النيتريك
HNO3، الكبريتيك H2SO4، وحمض الهيدروكلوريك. حسب وجود الأكسجينالتمييز بين الأحماض التي تحتوي على الأكسجين ( HNO3، H3PO4الخ) والأحماض الخالية من الأكسجين (
حمض الهيدروكلوريك، H2S، HCN، الخ).بالأساسية، أي. وفقًا لعدد ذرات الهيدروجين الموجودة في جزيء الحمض والتي يمكن استبدالها بذرات فلز لتكوين ملح، تنقسم الأحماض إلى أحادية القاعدة (على سبيل المثال،
HNO 3، حمض الهيدروكلوريك)، ثنائي القاعدة (H 2 S، H 2 SO 4)، ثلاثي القاعدة (H 3 PO 4)، إلخ.حمض الهيدروكلوريك أسماء الأحماض الخالية من الأكسجين مشتقة من اسم اللافلز مع إضافة نهايته -الهيدروجين:- حمض الهيدروكلوريك، كبريتيد الهيدروجين HCN ه - حمض الهيدروسيلينيك،
تتشكل أسماء الأحماض المحتوية على الأكسجين أيضًا من الاسم الروسي للعنصر المقابل مع إضافة كلمة "حمض". وفي هذه الحالة ينتهي اسم الحمض الذي يكون فيه العنصر في أعلى حالة أكسدة بـ “نايا” أو “ova” على سبيل المثال، H2SO4 - حمض الكبريتيك،حمض الهيدروكلوريك4 - حمض البيركلوريك، H3AsO4 - حمض الزرنيخ. مع انخفاض درجة أكسدة العنصر المكون للحمض، تتغير النهايات بالتسلسل التالي: "بيضوي" (حمض الهيدروكلوريك3 - حمض البيركلوريك)، "الصلبة" (حمض الهيدروكلوريك2 - حمض الكلوروس)، "بيضوي" ( H O Cl - حمض الهيبوكلوروس). إذا قام العنصر بتكوين أحماض أثناء وجوده في حالتي أكسدة فقط، فإن اسم الحمض المقابل لأدنى حالة أكسدة للعنصر يتلقى النهاية "iste" (حمض الهيدروكلوريك3 - حمض النيتريك،حمض الهيدروكلوريك2 - حمض النيتروز).
جدول - أهم الأحماض وأملاحها
|
حامض |
أسماء الأملاح الطبيعية المقابلة |
|
|
اسم |
صيغة |
|
|
نتروجين |
حمض الهيدروكلوريك3 |
النترات |
|
نيتروجينية |
حمض الهيدروكلوريك2 |
النتريت |
|
بوريك (عظمي) |
H3BO3 |
بورات (أرثوبورات) |
|
الهيدروبروميك |
البروميدات |
|
|
هيدرويوديد |
يوديدات |
|
|
السيليكون |
H2SiO3 |
السيليكات |
|
المنغنيز |
HMnO4 |
برمنجنات |
|
ميتافوسفوريك |
هبو 3 |
الميتافوسفات |
|
الزرنيخ |
H3AsO4 |
الزرنيخات |
|
الزرنيخ |
H3AsO3 |
الزرنيخ |
|
أورثوفوسفوريك |
H3PO4 |
أورثوفوسفات (الفوسفات) |
|
ثنائي الفوسفوريك (بيروفوسفوريك) |
H4P2O7 |
ثنائي الفوسفات (بيروفوسفات) |
|
ثنائي اللون |
H2Cr2O7 |
ديكروماتس |
|
الكبريتيك |
H2SO4 |
الكبريتات |
|
كبريتي |
H2SO3 |
الكبريتيت |
|
الفحم |
H2CO3 |
كربونات |
|
الفوسفور |
H3PO3 |
الفوسفيت |
|
الهيدروفلوريك (الفلوريك) |
الفلوريدات |
|
|
الهيدروكلوريك (الملح) |
كلوريدات |
|
|
الكلور |
حمض الهيدروكلوريك4 |
البيركلورات |
|
كلور |
حمض الهيدروكلوريك3 |
كلورات |
|
هيبوكلوروس |
حمض الهيدروكلوريك |
هيبوكلوريت |
|
الكروم |
H2CrO4 |
كرومات |
|
سيانيد الهيدروجين (السيانيك) |
السيانيد |
|
الحصول على الأحماض
1. يمكن الحصول على الأحماض الخالية من الأكسجين عن طريق الجمع المباشر بين اللافلزات والهيدروجين:
ح 2 + الكلور 2 → 2 حمض الهيدروكلوريك،
ح 2 + س ح 2 ق.
2. غالبًا ما يمكن الحصول على الأحماض المحتوية على الأكسجين عن طريق الجمع المباشر بين أكاسيد الحمض والماء:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4،
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3،
ف 2 يا 5 + ح 2 يا = 2 هبو 3.
3. يمكن الحصول على كل من الأحماض الخالية من الأكسجين والأحماض المحتوية على الأكسجين عن طريق التفاعلات التبادلية بين الأملاح والأحماض الأخرى:
BaBr2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HBr،
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS،
CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2 + H2O.
4. في بعض الحالات، يمكن استخدام تفاعلات الأكسدة والاختزال لإنتاج الأحماض:
ح 2 يا 2 + سو 2 = ح 2 سو 4،
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.
الخواص الكيميائية للأحماض
1. الخاصية الكيميائية الأكثر تميزًا للأحماض هي قدرتها على التفاعل مع القواعد (وكذلك الأكاسيد الأساسية والمذبذبة) لتكوين الأملاح، على سبيل المثال:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H2O,
2 حمض الهيدروكلوريك + أكسيد الزنك = كلوريد الزنك 2 + H2O.
2. القدرة على التفاعل مع بعض المعادن في سلسلة الجهد حتى الهيدروجين مع انطلاق الهيدروجين:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2،
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. مع الأملاح إذا تكونت ملح قليل الذوبان أو مادة متطايرة:
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl،
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2,
2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2 SO 2+ 2 ح 2 س.
لاحظ أن الأحماض المتعددة القاعدة تنفصل تدريجياً، وتقل سهولة التفكك في كل خطوة، لذلك، بدلاً من الأملاح المتوسطة، غالباً ما تتشكل الأملاح الحمضية (في حالة وجود فائض من الحمض المتفاعل):
نا 2 ق + ح 3 ص 4 = نا 2 ح ص 4 + ح 2 س,
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O.
4. هناك حالة خاصة للتفاعل بين الحمض والقاعدة وهي تفاعل الأحماض مع المؤشرات، مما يؤدي إلى تغيير في اللون، والذي تم استخدامه منذ فترة طويلة للكشف النوعي عن الأحماض في المحاليل. لذلك، يتغير لون عباد الشمس في البيئة الحمضية إلى اللون الأحمر.
5. عند تسخينها، تتحلل الأحماض المحتوية على الأكسجين إلى أكسيد وماء (ويفضل أن يكون ذلك في وجود عامل إزالة الماء P2O5):
ح 2 SO 4 = ح 2 O + SO 3،
ح 2 شافي 3 = ح 2 يا + شافي 2.
م.ف. أندريوخوفا ، إل.ن. بورودينا