الأحماض هي مركبات كيميائية قادرة على منح أيون هيدروجين مشحون كهربائيًا (كاتيون) وقبول إلكترونين متفاعلين، مما يؤدي إلى تكوين رابطة تساهمية.
في هذه المقالة سنلقي نظرة على الأحماض الرئيسية التي تتم دراستها في الصفوف المتوسطة بالمدارس الثانوية، ونتعرف أيضًا على العديد من الحقائق المثيرة للاهتمام حول مجموعة واسعة من الأحماض. هيا بنا نبدأ.
الأحماض: أنواع
في الكيمياء، هناك العديد من الأحماض المختلفة التي لها خصائص مختلفة جدًا. يميز الكيميائيون الأحماض حسب محتواها من الأكسجين، وتطايرها، وقابليتها للذوبان في الماء، وقوتها، وثباتها، وما إذا كانت تنتمي إلى الفئة العضوية أو غير العضوية من المركبات الكيميائية. وفي هذا المقال سنلقي نظرة على جدول يعرض أشهر الأحماض. سيساعدك الجدول على تذكر اسم الحمض وصيغته الكيميائية.
لذلك، كل شيء واضح للعيان. يعرض هذا الجدول أشهر الأحماض في الصناعة الكيميائية. سيساعدك الجدول على تذكر الأسماء والصيغ بشكل أسرع.
حمض كبريتيد الهيدروجين
H 2 S هو حمض الهيدروكبريتيد. تكمن خصوصيته في حقيقة أنه غاز أيضًا. كبريتيد الهيدروجين قليل الذوبان في الماء، ويتفاعل أيضًا مع العديد من المعادن. وينتمي حمض كبريتيد الهيدروجين إلى مجموعة "الأحماض الضعيفة"، والتي سنتناول أمثلة عليها في هذا المقال.
يتمتع H2S بطعم حلو قليلًا ورائحة بيض فاسد قوية جدًا. في الطبيعة، يمكن العثور عليه في الغازات الطبيعية أو البركانية، ويتم إطلاقه أيضًا أثناء تحلل البروتين.
خصائص الأحماض متنوعة للغاية؛ حتى لو كان الحمض لا غنى عنه في الصناعة، فإنه يمكن أن يكون ضارًا جدًا بصحة الإنسان. هذا الحمض سام جدًا للإنسان. عند استنشاق كمية صغيرة من كبريتيد الهيدروجين، يعاني الشخص من الصداع والغثيان الشديد والدوخة. إذا استنشق الشخص كمية كبيرة من غاز H2S، فقد يؤدي ذلك إلى حدوث تشنجات أو غيبوبة أو حتى الموت الفوري.
حمض الكبريتيك
H2SO4 هو حمض الكبريتيك القوي، الذي يتم تعريفه على الأطفال في دروس الكيمياء في الصف الثامن. تعتبر الأحماض الكيميائية مثل حمض الكبريتيك عوامل مؤكسدة قوية جدًا. يعمل H2SO4 كعامل مؤكسد للعديد من المعادن، بالإضافة إلى الأكاسيد الأساسية.
يسبب H2SO4 حروقًا كيميائية عند ملامسته للجلد أو الملابس، ولكنه ليس سامًا مثل كبريتيد الهيدروجين.
حمض النيتريك
الأحماض القوية مهمة جدًا في عالمنا. ومن أمثلة هذه الأحماض: حمض الهيدروكلوريك، H2SO4، HBr، HNO3. HNO 3 هو حمض النيتريك المعروف. وقد وجدت تطبيقا واسعا في الصناعة وكذلك في الزراعة. يتم استخدامه في صناعة الأسمدة المختلفة، وفي المجوهرات، وفي طباعة الصور الفوتوغرافية، وفي إنتاج الأدوية والأصباغ، وكذلك في الصناعة العسكرية.
الأحماض الكيميائية مثل حمض النيتريك ضارة جدًا بالجسم. أبخرة HNO 3 تترك تقرحات وتسبب التهابًا حادًا وتهيجًا في الجهاز التنفسي.
حمض النيتروز
غالبا ما يتم الخلط بين حمض النيتروز وحمض النيتريك، ولكن هناك فرق بينهما. والحقيقة أنها أضعف بكثير من النيتروجين، ولها خصائص وتأثيرات مختلفة تماما على جسم الإنسان.
لقد وجد HNO 2 تطبيقًا واسعًا في الصناعة الكيميائية.
حمض الهيدروفلوريك
حمض الهيدروفلوريك (أو فلوريد الهيدروجين) هو محلول H2O مع HF. الصيغة الحمضية هي HF. يستخدم حمض الهيدروفلوريك بنشاط كبير في صناعة الألومنيوم. يتم استخدامه لإذابة السيليكات وحفر السيليكون وزجاج السيليكات.
يعتبر فلوريد الهيدروجين ضارًا جدًا لجسم الإنسان، ويمكن أن يكون مخدرًا خفيفًا اعتمادًا على تركيزه. إذا لامس الجلد، فلا توجد تغييرات في البداية، ولكن بعد بضع دقائق قد يظهر ألم حاد وحروق كيميائية. حمض الهيدروفلوريك ضار جدًا بالبيئة.
حامض الهيدروكلوريك
حمض الهيدروكلوريك هو كلوريد الهيدروجين وهو حمض قوي. يحتفظ كلوريد الهيدروجين بخصائص الأحماض التي تنتمي إلى مجموعة الأحماض القوية. ويكون الحمض شفافًا وعديم اللون في المظهر، ولكنه يتصاعد دخانًا في الهواء. يستخدم كلوريد الهيدروجين على نطاق واسع في الصناعات المعدنية والغذائية.
يسبب هذا الحمض حروقًا كيميائية، لكن دخوله إلى العين أمر خطير بشكل خاص.
حمض الفسفوريك
حمض الفوسفوريك (H3PO4) هو حمض ضعيف في خصائصه. ولكن حتى الأحماض الضعيفة يمكن أن يكون لها خصائص الأحماض القوية. على سبيل المثال، يستخدم H3PO4 في الصناعة لاستعادة الحديد من الصدأ. بالإضافة إلى ذلك، يستخدم حمض الفوسفوريك (أو أورثوفوسفوريك) على نطاق واسع في الزراعة - حيث يتم تصنيع العديد من الأسمدة المختلفة منه.
خصائص الأحماض متشابهة جدًا - كل واحد منهم تقريبًا ضار جدًا بجسم الإنسان، H 3 PO 4 ليس استثناءً. على سبيل المثال، يسبب هذا الحمض أيضًا حروقًا كيميائية شديدة ونزيفًا في الأنف وتشققًا في الأسنان.
حمض الكربونيك
H 2 CO 3 حمض ضعيف. يتم الحصول عليه عن طريق إذابة ثاني أكسيد الكربون (ثاني أكسيد الكربون) في H2O (الماء). يستخدم حمض الكربونيك في علم الأحياء والكيمياء الحيوية.
كثافة الأحماض المختلفة
تحتل كثافة الأحماض مكانة مهمة في الأجزاء النظرية والعملية للكيمياء. ومن خلال معرفة الكثافة، يمكنك تحديد تركيز حمض معين، وحل مسائل الحساب الكيميائي، وإضافة الكمية الصحيحة من الحمض لإكمال التفاعل. تتغير كثافة أي حمض حسب تركيزه. على سبيل المثال، كلما زادت نسبة التركيز، زادت الكثافة.
الخصائص العامة للأحماض
جميع الأحماض على الإطلاق (أي أنها تتكون من عدة عناصر من الجدول الدوري)، وتشمل بالضرورة H (الهيدروجين) في تكوينها. بعد ذلك سننظر إلى ما هو شائع:
- جميع الأحماض التي تحتوي على الأكسجين (في الصيغة التي يوجد فيها O) تشكل الماء عند التحلل، وكذلك تتحلل الأحماض الخالية من الأكسجين إلى مواد بسيطة (على سبيل المثال، يتحلل 2HF إلى F 2 وH 2).
- تتفاعل الأحماض المؤكسدة مع جميع المعادن في سلسلة النشاط المعدني (فقط تلك الموجودة على يسار H).
- وهي تتفاعل مع الأملاح المختلفة، ولكن فقط مع تلك التي تكونت من حمض أضعف.
تختلف الأحماض بشكل حاد عن بعضها البعض في خصائصها الفيزيائية. بعد كل شيء، يمكن أن يكون لها رائحة أم لا، وتكون أيضًا في مجموعة متنوعة من الحالات الفيزيائية: سائلة وغازية وحتى صلبة. الأحماض الصلبة مثيرة للاهتمام للغاية للدراسة. أمثلة على هذه الأحماض: C 2 H 2 0 4 و H 3 BO 3.
تركيز
التركيز هو القيمة التي تحدد التركيب الكمي لأي حل. على سبيل المثال، يحتاج الكيميائيون غالبًا إلى تحديد كمية حمض الكبريتيك النقي الموجود في الحمض المخفف H2SO4. للقيام بذلك، يسكبون كمية صغيرة من الحمض المخفف في كوب قياس، ويزنونه، ويحددون التركيز باستخدام مخطط الكثافة. يرتبط تركيز الأحماض ارتباطًا وثيقًا بالكثافة، وفي كثير من الأحيان، عند تحديد التركيز، توجد مشكلات حسابية حيث تحتاج إلى تحديد النسبة المئوية للحمض النقي في المحلول.
تصنيف جميع الأحماض حسب عدد ذرات H في صيغتها الكيميائية
أحد التصنيفات الأكثر شيوعًا هو تقسيم جميع الأحماض إلى أحماض أحادية القاعدة وثنائية القاعدة وبالتالي أحماض تريباسية. أمثلة على الأحماض الأحادية القاعدة: HNO 3 (النيتريك)، HCl (الهيدروكلوريك)، HF (الهيدروفلوريك) وغيرها. تسمى هذه الأحماض أحادية القاعدة، لأنها تحتوي على ذرة H واحدة فقط. هناك العديد من هذه الأحماض، ومن المستحيل تذكر كل واحد منها على الإطلاق. عليك فقط أن تتذكر أن الأحماض يتم تصنيفها أيضًا وفقًا لعدد ذرات H الموجودة في تركيبها. يتم تعريف الأحماض ديباسيك بالمثل. أمثلة: H2SO4 (الكبريت)، H2S (كبريتيد الهيدروجين)، H2CO3 (الفحم) وغيرها. تريباسيك: H3PO4 (فوسفوري).
التصنيف الأساسي للأحماض
أحد أشهر تصنيفات الأحماض هو تقسيمها إلى محتوية على الأكسجين وخالية من الأكسجين. كيف تتذكر، دون معرفة الصيغة الكيميائية للمادة، أنها حمض يحتوي على الأكسجين؟
تفتقر جميع الأحماض الخالية من الأكسجين إلى العنصر المهم O - الأكسجين، ولكنها تحتوي على H. ولذلك، فإن كلمة "الهيدروجين" ترتبط دائمًا بأسمائها. حمض الهيدروكلوريك هو H 2 S - كبريتيد الهيدروجين.
لكن يمكنك أيضًا كتابة صيغة بناءً على أسماء الأحماض التي تحتوي على حمض. على سبيل المثال، إذا كان عدد ذرات O في مادة ما هو 4 أو 3، فسيتم دائمًا إضافة اللاحقة -n- وكذلك النهاية -aya- إلى الاسم:
- H 2 SO 4 - الكبريت (عدد الذرات - 4)؛
- H 2 SiO 3 - السيليكون (عدد الذرات - 3).
إذا كانت المادة تحتوي على أقل من ثلاث ذرات أكسجين أو ثلاث، فتستخدم اللاحقة -ist- في الاسم:
- HNO 2 - نيتروجيني؛
- H 2 SO 3 - كبريتي.
الخصائص العامة
جميع الأحماض ذات مذاق حامض وغالبًا ما تكون معدنية قليلاً. ولكن هناك خصائص أخرى مماثلة سننظر فيها الآن.
هناك مواد تسمى المؤشرات. تتغير المؤشرات لونها، أو يبقى اللون ولكن يتغير ظله. ويحدث هذا عندما تتأثر المؤشرات بمواد أخرى، مثل الأحماض.
مثال على تغيير اللون هو منتج مألوف مثل الشاي وحمض الستريك. عند إضافة الليمون إلى الشاي، يبدأ الشاي بالتدريج في التفتيح بشكل ملحوظ. ويرجع ذلك إلى حقيقة أن الليمون يحتوي على حامض الستريك.
هناك أمثلة أخرى. يتحول لون عباد الشمس، وهو أرجواني اللون في بيئة محايدة، إلى اللون الأحمر عند إضافة حمض الهيدروكلوريك.
عندما تكون التوترات في سلسلة التوتر قبل الهيدروجين، يتم إطلاق فقاعات الغاز - H. ومع ذلك، إذا تم وضع المعدن الموجود في سلسلة التوتر بعد H في أنبوب اختبار مع حمض، فلن يحدث أي تفاعل، فلن يكون هناك تطور الغاز. لذا فإن النحاس والفضة والزئبق والبلاتين والذهب لن يتفاعل مع الأحماض.
قمنا في هذا المقال بدراسة أشهر الأحماض الكيميائية وأهم خصائصها واختلافاتها.
الأحماضهي مواد معقدة تشتمل جزيئاتها على ذرات هيدروجين يمكن استبدالها أو استبدالها بذرات معدنية وبقايا حمض.
بناءً على وجود أو عدم وجود الأكسجين في الجزيء، يتم تقسيم الأحماض إلى محتوية على الأكسجين(H2SO4 حمض الكبريتيك، H2SO3 حمض الكبريت، HNO3 حمض النيتريك، H3PO4 حمض الفوسفوريك، H2CO3 حمض الكربونيك، H2SiO3 حمض السيليسيك) وخالية من الأكسجين(حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك حمض الهيدروكلوريك (حمض الهيدروكلوريك)، حمض الهيدروبروميك HBr، حمض الهيدروديوديك HI، حمض هيدروكبريتيد H2S).
اعتمادًا على عدد ذرات الهيدروجين في جزيء الحمض، تكون الأحماض أحادية القاعدة (مع ذرة H واحدة)، وثنائي القاعدة (مع ذرتين H) وتريباسيك (مع 3 ذرات H). على سبيل المثال، حمض النيتريك HNO 3 أحادي القاعدة، حيث أن جزيئه يحتوي على ذرة هيدروجين واحدة، وهي حمض الكبريتيك H 2 SO 4 – ثنائي القاعدة ، إلخ.
هناك عدد قليل جدًا من المركبات غير العضوية التي تحتوي على أربع ذرات هيدروجين يمكن استبدالها بمعدن.
يسمى الجزء من جزيء الحمض الذي لا يحتوي على الهيدروجين ببقايا الحمض.
بقايا حمضيةقد تتكون من ذرة واحدة (-Cl, -Br, -I) - وهي بقايا حمضية بسيطة، أو قد تتكون من مجموعة من الذرات (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - وهي بقايا معقدة.
في المحاليل المائية، أثناء تفاعلات التبادل والاستبدال، لا يتم تدمير المخلفات الحمضية:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 حمض الهيدروكلوريك
كلمة أنهيدريديعني لا مائي، أي حمض بدون ماء. على سبيل المثال،
ح 2 سو 4 – ح 2 يا → سو 3. لا تحتوي أحماض الأكسجين على أنهيدريدات.
تحصل الأحماض على اسمها من اسم العنصر المكون للحمض (عامل تكوين الحمض) مع إضافة النهايات "naya" وفي كثير من الأحيان "vaya": H 2 SO 4 - الكبريتيك؛ ح 2 SO 3 - الفحم؛ H 2 SiO 3 - السيليكون، إلخ.
يمكن للعنصر تكوين العديد من أحماض الأكسجين. في هذه الحالة، ستكون النهايات المشار إليها في أسماء الأحماض عندما يُظهر العنصر تكافؤًا أعلى (يحتوي جزيء الحمض على نسبة عالية من ذرات الأكسجين). إذا أظهر العنصر تكافؤًا أقل، فإن النهاية في اسم الحمض ستكون "فارغة": HNO 3 - نيتريك، HNO 2 - نيتروجيني.
يمكن الحصول على الأحماض عن طريق إذابة الأنهيدريدات في الماء.إذا كانت الأنهيدريدات غير قابلة للذوبان في الماء، فيمكن الحصول على الحمض عن طريق عمل حمض آخر أقوى على ملح الحمض المطلوب. هذه الطريقة نموذجية لكل من الأكسجين والأحماض الخالية من الأكسجين. يتم أيضًا الحصول على الأحماض الخالية من الأكسجين عن طريق التخليق المباشر من الهيدروجين وغير المعدني، يليه إذابة المركب الناتج في الماء:
ح 2 + الكلور 2 → 2 حمض الهيدروكلوريك؛
ح 2 + س → ح 2 س.
محاليل المواد الغازية الناتجة HCl و H 2 S هي أحماض.
في الظروف العادية، توجد الأحماض في كل من الحالة السائلة والصلبة.
الخواص الكيميائية للأحماض
تعمل المحاليل الحمضية على المؤشرات. جميع الأحماض (ما عدا السيليكات) قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء. مواد خاصة - مؤشرات تسمح لك بتحديد وجود الحمض.
المؤشرات هي مواد ذات بنية معقدة. يتغير لونها حسب تفاعلها مع المواد الكيميائية المختلفة. في المحاليل المحايدة لها لون واحد، وفي محاليل القواعد لها لون آخر. عند التفاعل مع الحمض، يغيرون لونهم: يتحول مؤشر الميثيل البرتقالي إلى اللون الأحمر، ويتحول مؤشر عباد الشمس أيضًا إلى اللون الأحمر.
التفاعل مع القواعد مع تكوين الماء والملح الذي يحتوي على بقايا حمضية دون تغيير (تفاعل التعادل):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
تتفاعل مع أكاسيد القاعدة مع تكوين الماء والملح (تفاعل التحييد). يحتوي الملح على البقايا الحمضية للحمض الذي تم استخدامه في تفاعل التعادل:
ح 3 ص 4 + الحديد 2 يا 3 → 2 الحديد ص 4 + 3 ح 2 يا.
التفاعل مع المعادن.
لكي تتفاعل الأحماض مع المعادن، يجب استيفاء شروط معينة:
1. يجب أن يكون المعدن نشطًا بدرجة كافية فيما يتعلق بالأحماض (في سلسلة نشاط المعادن يجب أن يكون موجودًا قبل الهيدروجين). كلما كان المعدن في سلسلة النشاط إلى اليسار، كلما كان تفاعله مع الأحماض أكثر كثافة؛
2. يجب أن يكون الحمض قويًا بدرجة كافية (أي قادرًا على منح أيونات الهيدروجين H +).
عند حدوث تفاعلات كيميائية للحمض مع المعادن يتشكل الملح وينطلق الهيدروجين (ما عدا تفاعل المعادن مع أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ؛
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
لا تزال لديك أسئلة؟ هل تريد معرفة المزيد عن الأحماض؟
للحصول على مساعدة من المعلم، قم بالتسجيل.
الدرس الأول مجاني!
موقع الويب، عند نسخ المادة كليًا أو جزئيًا، يلزم وجود رابط للمصدر.
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 - | البرمنجنات |
| H2CrO4 | كروم | 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 | فحم | 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 الأكسجين 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 (لكن ليس HF) | |
| الاستقرار الحراري | موجودة فقط في الحلول | H 2 CO 3، H 2 SO 3، HClO، HClO 2 |
| يتحلل بسهولة عند تسخينه | H2SO3، HNO3، H2SiO3 | |
| مستقرة حراريا | ح 2 سو 4 (كون)، ح 3 ف 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 H 2 SO 4:
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.
4. تتفاعل الأحماض غير المؤكسدة مع المعادن الموجودة في سلسلة النشاط حتى الهيدروجين لتكوين ملح وإطلاق الهيدروجين:
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 (تلفزيون) + H 2 SO 4 (مكثف) K 2 SO 4 + 2HCl
الأملاح المتكونة من الأحماض القوية (HBr، HI، HCl، HNO 3، HClO 4) تتفاعل فقط مع حمض الكبريتيك المركز وفقط عندما تكون في الحالة الصلبة
مثال 7.3. يتفاعل حمض الكبريتيك المركز، على عكس المخفف، بما يلي:
3) كنو 3 (تلفزيون)؛
حل. يتفاعل كلا الحمضين مع KF وNa 2 CO 3 وNa 3 PO 4، ويتفاعل H 2 SO 4 فقط مع KNO 3 (الصلب).
الجواب: 3).
طرق إنتاج الأحماض متنوعة للغاية.
أحماض الأكسجينيستلم:
- 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 3
الأحماض المحتوية على الأكسجينيستلم:
- 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):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (مخفف) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + حمض الهيدروكلوريك = AgCl↓ + HNO3
- 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 ↓
| 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 | فحم | كربونات |
| H2SiO3 | السيليكون | السيليكات |
| HMnO4 | المنغنيز | برمنجنات |
| H2MnO4 | المنغنيز | المنجنات |
| H2CrO4 | كروم | 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 | ازرق سماوي | السيانات |
اسمحوا لي أن أذكركم بإيجاز، باستخدام أمثلة محددة، بكيفية تسمية الأملاح بشكل صحيح.
مثال 1. يتكون الملح K 2 SO 4 من بقايا حمض الكبريتيك (SO 4) ومعدن 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 NH4 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.
إذا كنت مهتمًا ليس فقط بتسمية الأملاح، ولكن أيضًا بطرق تحضيرها وخصائصها الكيميائية، فإنني أوصيك بالرجوع إلى الأقسام ذات الصلة من كتاب الكيمياء المرجعي: "
|
العناوين |
||
|
ميتا الألومنيوم |
ميتالومينيت |
|
|
ميتارسينيك |
ميتارسنات |
|
|
تقويم العظام |
أورثورسينات |
|
|
ميتارسينيك |
ميتاارسينيت |
|
|
تقويم العظام |
أورثوراسينيت |
|
|
ميتابورن |
ميتابوراتي |
|
|
تقويمي |
أورثوبورات |
|
|
رباعي |
رباعي البورات |
|
|
بروميد الهيدروجين | ||
|
المبرومة |
هيبوبروميت |
|
|
بروموني | ||
|
نملة | ||
|
خل | ||
|
سيانيد الهيدروجين | ||
|
فحم |
كربونات |
|
|
حميض | ||
|
كلوريد الهيدروجين | ||
|
هيبوكلوروس |
هيبوكلوريت |
|
|
كلوريد | ||
|
كلور | ||
|
بيركلورات |
||
|
ميتاكروميك |
ميتاكروميت |
|
|
كروم | ||
|
اثنين من الكروم |
ثنائي كرومات |
|
|
يوديد الهيدروجين | ||
|
اليود |
التهاب الغدة الدرقية |
|
|
اليود | ||
|
فترة |
||
|
المنغنيز |
برمنجنات |
|
|
المنغنيز |
مانجنات |
|
|
الموليبدينوم |
موليبدات |
|
|
أزيد الهيدروجين (نيتروز الهيدروجين) | ||
|
نيتروجينية | ||
|
ميتافوسفوريك |
ميتافوسفات |
|
|
أورثوفوسفوريك |
أورثوفوسفات |
|
|
ثنائي الفوسفوريك (بيروفوسفوريك) |
ثنائي الفوسفات (بيروفوسفات) |
|
|
الفوسفور | ||
|
الفوسفور |
هيبوفوسفيت |
|
|
كبريتيد الهيدروجين | ||
|
هيدروجين رودان | ||
|
كبريتي | ||
|
ثيوكبريت |
ثيوكبريتات |
|
|
ثنائي الكبريت (بيروكبريت) |
ثنائي كبريتات (بيروسلفات) |
|
|
بيروكسودوسولفور (الكبريت الفائق) |
بيروكسوديكبريتات (بيرسولفات) |
|
|
سيلينيد الهيدروجين | ||
|
سيلينيستايا | ||
|
السيلينيوم | ||
|
السيليكون | ||
|
الفاناديوم | ||
|
التنغستن |
التنغستات |
|
أملاح – هي مواد يمكن اعتبارها ناتج استبدال ذرات الهيدروجين في الحمض بذرات فلز أو مجموعة ذرات. هناك 5 أنواع من الأملاح:متوسطة (عادية)، حمضية، قاعدية، مزدوجة، معقدة، تختلف في طبيعة الأيونات المتكونة أثناء التفكك.
1.الأملاح المتوسطة هي منتجات الاستبدال الكامل لذرات الهيدروجين في الجزيء الأحماض. تركيب الملح: كاتيون - أيون فلز، أنيون - أيون بقايا الحمض Na2CO3 - كربونات الصوديوم
نا 3 ص 4 - فوسفات الصوديوم
نا 3 ص 4 = 3نا + + ص 4 3-
أنيون الكاتيون
2. الأملاح الحامضة – منتجات الاستبدال غير الكامل لذرات الهيدروجين في جزيء حمض. يحتوي الأنيون على ذرات الهيدروجين.
NaH 2 ص 4 =Na + + H 2 ص 4 -
أنيون فوسفات ثنائي الهيدروجين
تنتج الأملاح الحمضية أحماضًا متعددة القاعدة فقط عندما تكون كمية القاعدة المأخوذة غير كافية.
H 2 SO 4 + NaOH = NaH SO 4 + H 2 O
كبريتات الهيدروجين
وبإضافة القلويات الزائدة، يمكن تحويل الملح الحمضي إلى متوسط
NaHSO 4 + NaOH=Na 2 SO 4 + H 2 O
3. الأملاح الأساسية – منتجات الاستبدال غير الكامل لأيونات الهيدروكسيد في القاعدة ببقايا حمض. يحتوي الكاتيون على مجموعة هيدروكسو.
CuOHCl=CuOH + +Cl -
أنيون هيدروكسيوكلوريد الكاتيون
لا يمكن تشكيل الأملاح الأساسية إلا بواسطة قواعد متعددة الأحماض
(قواعد تحتوي على عدة مجموعات هيدروكسيل)، عندما تتفاعل مع الأحماض.
Cu(OH) 2 +HCl=CuOHCl+H2O
يمكنك تحويل الملح الأساسي إلى ملح متوسط عن طريق معالجته بحمض:
CuOHCl+HCl=CuCl2 +H2O
4. الأملاح المزدوجة - تحتوي على كاتيونات من عدة معادن وأنيونات من حمض واحد
كال (SO 4) 2 = K + + آل 3+ + 2SO 4 2-
كبريتات الألومنيوم البوتاسيوم
خصائص مميزةجميع أنواع الأملاح قيد النظر هي: تفاعلات التبادل مع الأحماض والقلويات ومع بعضها البعض.
لتسمية الأملاحاستخدام التسميات الروسية والدولية.
الاسم الروسي للملح يتكون من اسم الحمض واسم المعدن: CaCO 3 - كربونات الكالسيوم.
بالنسبة للأملاح الحمضية، يتم إدخال المادة المضافة "الحامضة": Ca(HCO 3) 2 - كربونات الكالسيوم الحمضية. لتسمية الأملاح الرئيسية، أضف "الأساسية": (СuOH) 2 SO 4 – كبريتات النحاس الأساسية.
الأكثر انتشارا هو التسميات الدولية. ويتكون اسم الملح حسب هذه التسمية من اسم الأنيون واسم الكاتيون: KNO3 - نترات البوتاسيوم. إذا كان المعدن له تكافؤ مختلف في المركب، فيشار إليه بين قوسين: FeSO 4 - كبريتات الحديد (III).
بالنسبة لأملاح الأحماض المحتوية على الأكسجين، تتم إضافة اللاحقة "at" إلى الاسم إذا كان العنصر المكون للحمض له تكافؤ أعلى: KNO 3 - نترات البوتاسيوم؛ اللاحقة "it" إذا كان العنصر المكون للحمض له تكافؤ أقل: KNO 2 - نتريت البوتاسيوم. في الحالات التي يقوم فيها عنصر تكوين الحمض بتكوين أحماض في أكثر من حالتي تكافؤ، يتم دائمًا استخدام اللاحقة "at". علاوة على ذلك، إذا أظهر تكافؤًا أعلى، تتم إضافة البادئة "لكل". على سبيل المثال: KClO 4 - بيركلورات البوتاسيوم. إذا كان العنصر المكون للحمض يشكل تكافؤًا أقل، يتم استخدام اللاحقة "it"، مع إضافة البادئة "hypo". على سبيل المثال: KClO – هيبوكلوريت البوتاسيوم. بالنسبة للأملاح التي تتكون من الأحماض التي تحتوي على كميات مختلفة من الماء، يتم إضافة البادئات "ميتا" و"أورثو". على سبيل المثال: NaPO 3 - ميتافوسفات الصوديوم (ملح حمض الميتافوسفوريك)، Na 3 PO 4 - أورثوفوسفات الصوديوم (ملح حمض الأرثوفوسفوريك). تم إدخال البادئة "hydro" في اسم الملح الحمضي. على سبيل المثال: Na 2 HPO 4 – فوسفات هيدروجين الصوديوم (إذا كان الأنيون يحتوي على ذرة هيدروجين واحدة) والبادئة “hydro” بالرقم اليوناني (إذا كان هناك أكثر من ذرة هيدروجين واحدة) – NaH 2 PO 4 – فوسفات ثنائي هيدروجين الصوديوم. يتم إدخال البادئة "hydroxo" في أسماء الأملاح الرئيسية. على سبيل المثال: FeOHCl – هيدروكسي كلوريد الحديد (I).
5. الأملاح المعقدة - المركبات التي تشكل أيونات معقدة (مجمعات مشحونة) عند التفكك. عند كتابة الأيونات المعقدة، من المعتاد وضعها بين قوسين مربعين. على سبيل المثال:
Ag(NH 3) 2 Cl = Ag(NH 3) 2 + + Cl -
K 2 PtCl 6 = 2K + + PtCl 6 2-
وفقا للأفكار التي اقترحها A. Werner، في اتصال معقد هناك مجالات داخلية وخارجية. لذلك، على سبيل المثال، في المركبات المعقدة التي تم النظر فيها، تتكون الكرة الداخلية من أيونات معقدة Ag(NH 3) 2 + و PtCl 6 2-، والكرة الخارجية هي Cl - وK +، على التوالي. تسمى الذرة المركزية أو الأيون في الكرة الداخلية بعامل التعقيد. في المركبات المقترحة هي Ag+1 وPt+4. الجزيئات أو الأيونات ذات الإشارة المعاكسة المنسقة حول عامل معقد هي روابط. في المركبات قيد النظر، هذه هي 2NH30 و6Cl -. يحدد عدد بروابط أيون معقد رقم التنسيق الخاص به. وفي المركبات المقترحة يساوي 2 و 6 على التوالي.
تتميز المجمعات بعلامة الشحنة الكهربائية
1. كاتيوني (التنسيق حول الأيون الموجب للجزيئات المحايدة):
Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2 -1 ; Al +3 (H 2 O 0) 6 Cl 3 -1
2. أنيوني (التنسيق حول عامل معقد في حالة أكسدة إيجابية لليجند الذي له حالة أكسدة سلبية):
ك 2 +1 كن +2 ف 4 -1 ؛ ك 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6
3. المجمعات المحايدة - مركبات معقدة ليس لها مجال خارجي Pt + (NH 3 0) 2 Cl 2 - 0. على عكس المركبات التي تحتوي على مجمعات أنيونية وكاتيونية، فإن المجمعات المحايدة ليست إلكتروليتات.
تفكك المركبات المعقدةفي المجالات الداخلية والخارجية يسمى أساسي . إنه يعمل بشكل كامل تقريبًا مثل الشوارد القوية.
Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4 +2 + 2Cl ─
ك 3 Fe(CN) 6 → 3 K + Fe(CN) 6 3 ─
أيون مركب (مجمع مشحون) في المركب المعقد يشكل مجال التنسيق الداخلي، وتشكل الأيونات المتبقية المجال الخارجي.
في المركب المركب K 3، الأيون المركب 3-، الذي يتكون من عامل معقد - أيون Fe 3+ والروابط - أيونات CN ─، هو المجال الداخلي للمركب، وتشكل أيونات K + المجال الخارجي.
ترتبط الروابط الموجودة في المجال الداخلي للمجمع بعامل التعقيد بشكل أكثر إحكامًا ولا يحدث التخلص منها أثناء التفكك إلا بدرجة صغيرة. يسمى التفكك العكسي للمجال الداخلي للمركب المعقد ثانوي .
Fe(CN) 6 3 ─ Fe 3+ + 6CN ─
يحدث التفكك الثانوي للمجمع وفقًا لنوع الشوارد الضعيفة. المجموع الجبري لشحنات الجزيئات المتكونة أثناء تفكك أيون معقد يساوي شحنة المجمع.
أسماء المركبات المعقدة، وكذلك أسماء المواد العادية، تتكون من الأسماء الروسية للكاتيونات والأسماء اللاتينية للأنيونات؛ كما هو الحال في المواد العادية، في المركبات المعقدة يسمى الأول أنيونًا. إذا كان الأنيون معقدًا، فسيتم تشكيل اسمه من اسم الروابط التي تنتهي بـ "o" (Cl - - cloro، OH - - hydroxo، وما إلى ذلك) والاسم اللاتيني للعامل المعقد باللاحقة "at" ; تتم الإشارة إلى عدد الروابط، كالعادة، بالرقم المقابل. إذا كان العامل المعقد عنصرًا قادرًا على إظهار حالة أكسدة متغيرة، تتم الإشارة إلى القيمة العددية لحالة الأكسدة، كما في أسماء المركبات العادية، برقم روماني بين قوسين
مثال: أسماء المركبات المعقدة ذات الأيون المركب.
K3 – هيكسسيانوفيرات البوتاسيوم (III)
تحتوي الكاتيونات المعقدة في الغالبية العظمى من الحالات على جزيئات ماء محايدة H 2 O تسمى "أكوا" أو أمونيا NH 3 تسمى "أمين" على شكل بروابط. في الحالة الأولى، تسمى الكاتيونات المعقدة المجمعات المائية، في الثانية - الأمونيا. يتكون اسم الكاتيون المعقد من اسم الروابط التي تشير إلى عددها والاسم الروسي لعامل التعقيد مع القيمة المحددة لحالة الأكسدة الخاصة به، إذا لزم الأمر.
مثال: أسماء المركبات المعقدة ذات الكاتيون المركب.
Cl 2 – رباعي كلوريد الزنك
يمكن تدمير المجمعات، على الرغم من استقرارها، في تفاعلات ترتبط فيها الروابط بمركبات أكثر استقرارًا ضعيفة التفكك.
مثال: تدمير مركب الهيدروكسيد بواسطة حمض بسبب تكوين جزيئات H 2 O ضعيفة التفكك.
K 2 + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + ZnSO 4 + 2H 2 O.
اسم المركب المعقديبدأون بالإشارة إلى تركيب الكرة الداخلية، ثم يقومون بتسمية الذرة المركزية وحالة الأكسدة الخاصة بها.
في المجال الداخلي، تتم تسمية الأنيونات أولاً، مع إضافة النهاية "o" إلى الاسم اللاتيني.
F -1 – فلورو Cl - - كلورCN - - cyanoSO 2 -2 – سلفيتو
أوه - - هيدروكسونو 2 - - نيتريتو، الخ.
ثم تسمى الروابط المحايدة:
NH 3 – أمين H 2 O – أكوا
يتم تمييز عدد الروابط بالأرقام اليونانية:
أنا - أحادي (عادة غير محدد)، 2 - دي، 3 - ثلاثة، 4 - رباعي، 5 - بنتا، 6 - سداسي. بعد ذلك ننتقل إلى اسم الذرة المركزية (العامل المعقد). ويؤخذ في الاعتبار ما يلي:
إذا كان عامل التعقيد جزءًا من الكاتيون، فسيتم استخدام الاسم الروسي للعنصر ويتم الإشارة إلى درجة أكسدته بين قوسين بالأرقام الرومانية؛
إذا كان عامل التعقيد جزءًا من أنيون، فسيتم استخدام الاسم اللاتيني للعنصر، ويتم الإشارة إلى حالة الأكسدة قبله، وتضاف النهاية "at" في النهاية.
بعد تعيين المجال الداخلي، تتم الإشارة إلى الكاتيونات أو الأنيونات الموجودة في المجال الخارجي.
عند تشكيل اسم مركب معقد، يجب على المرء أن يتذكر أن الروابط الموجودة في تركيبته يمكن أن تكون مختلطة: جزيئات محايدة كهربائيا وأيونات مشحونة؛ أو الأيونات المشحونة بأنواعها المختلفة.
Ag +1 NH3 2 Cl- ثنائي أمين الفضة (I) كلوريد
K 3 Fe +3 CN 6 - هيكساسيانو (III) فيرات البوتاسيوم
NH 4 2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – ثنائي هيدروكسوتيتراكلورو (IV) بلاتينات الأمونيوم
Pt +2 NH 3 2 Cl 2 -1 o - ثنائي كلوريد ثنائي الأمين - البلاتين x)
X) في المجمعات المحايدة يتم إعطاء اسم العامل المعقد في الحالة الاسمية