Navne på nogle uorganiske syrer og salte
| Syreformler | Navne på syrer | Navne på de tilsvarende salte |
| HClO4 | klor | perklorater |
| HClO3 | hypoklor | chlorater |
| HClO2 | chlorid | chloritter |
| HClO | hypoklor | hypochloritter |
| H5IO6 | jod | periodater |
| HIO 3 | iod | iodater |
| H2SO4 | svovlsyre | sulfater |
| H2SO3 | svovlholdige | sulfitter |
| H2S2O3 | thiosulfur | thiosulfater |
| H2S4O6 | tetrationisk | tetrathionater |
| HNO3 | nitrogen | nitrater |
| HNO2 | nitrogenholdige | nitritter |
| H3PO4 | ortofosforsyre | orthophosphater |
| HPO 3 | metafosforisk | metafosfater |
| H3PO3 | fosfor | fosfitter |
| H3PO2 | fosfor | hypofosfitter |
| H2CO3 | kul | karbonater |
| H2SiO3 | silicium | silikater |
| HMnO4 | mangan | permanganater |
| H2MnO4 | mangan | manganater |
| H2CrO4 | krom | kromater |
| H2Cr2O7 | dichrome | dikromater |
| HF | hydrogenfluorid (fluorid) | fluorider |
| HCl | saltsyre (saltsyre) | chlorider |
| HBr | hydrobromsyre | bromider |
| HEJ | hydrogeniodid | iodider |
| H2S | svovlbrinte | sulfider |
| HCN | hydrogencyanid | cyanider |
| HOCN | cyan | cyanater |
Lad mig kort minde dig med specifikke eksempler om, hvordan salte skal kaldes korrekt.
Eksempel 1. Saltet K 2 SO 4 er dannet af en svovlsyrerest (SO 4) og metal K. Salte af svovlsyre kaldes sulfater. K 2 SO 4 - kaliumsulfat.
Eksempel 2. FeCl 3 - saltet indeholder jern og en saltsyrerest (Cl). Navn på salt: jern(III)chlorid. Bemærk venligst: i dette tilfælde skal vi ikke kun navngive metallet, men også angive dets valens (III). I det foregående eksempel var dette ikke nødvendigt, da valensen af natrium er konstant.
Vigtigt: saltets navn bør kun angive metallets valens, hvis metallet har en variabel valens!
Eksempel 3. Ba(ClO) 2 - saltet indeholder barium og resten af hypochlorsyrling (ClO). Saltnavn: bariumhypochlorit. Valensen af metallet Ba i alle dets forbindelser er to; det skal ikke angives.
Eksempel 4. (NH4)2Cr2O7. NH 4-gruppen kaldes ammonium, denne gruppes valens er konstant. Navn på salt: ammoniumdichromat (dichromat).
I ovenstående eksempler stødte vi kun på den såkaldte. mellemstore eller normale salte. Sure, basiske, dobbelte og komplekse salte, salte af organiske syrer vil ikke blive diskuteret her.
Syrer kan klassificeres ud fra forskellige kriterier:
1) Tilstedeværelsen af iltatomer i syren
2) Syrebasicitet
Basiciteten af en syre er antallet af "mobile" hydrogenatomer i dens molekyle, der er i stand til at blive spaltet fra syremolekylet under dissociation i form af hydrogenkationer H +, og også erstattet af metalatomer:
4) Opløselighed
5) Stabilitet
7) Oxiderende egenskaber
Syrer kemiske egenskaber
1. Evne til at dissociere
Syrer dissocierer i vandige opløsninger til hydrogenkationer og syrerester. Som allerede nævnt opdeles syrer i godt dissocierende (stærk) og lav-dissocierende (svag). Når man skriver dissociationsligningen for stærke monobasiske syrer, bruges enten én pil til højre () eller et lighedstegn (=), som viser den virtuelle irreversibilitet af en sådan dissociation. For eksempel kan dissociationsligningen for stærk saltsyre skrives på to måder:
eller i denne form: HCl = H + + Cl -
eller på denne måde: HCl → H + + Cl -
Faktisk fortæller pilens retning os, at den omvendte proces med at kombinere hydrogenkationer med sure rester (association) praktisk talt ikke forekommer i stærke syrer.
Hvis vi vil skrive dissociationsligningen for en svag monoprotisk syre, skal vi bruge to pile i ligningen i stedet for tegnet. Dette tegn afspejler reversibiliteten af dissociationen af svage syrer - i deres tilfælde er den omvendte proces med at kombinere hydrogenkationer med sure rester stærkt udtalt:
CH 3 COOH CH 3 COO — + H +
Flerbasiske syrer dissocierer trinvist, dvs. Hydrogenkationer adskilles fra deres molekyler ikke samtidigt, men en efter en. Af denne grund udtrykkes dissociationen af sådanne syrer ikke med én, men af flere ligninger, hvis antal er lig med syrens basicitet. For eksempel sker dissociationen af tribasisk phosphorsyre i tre trin med vekslende adskillelse af H + kationer:
H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —
H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-
HPO 4 2- H + + PO 4 3-
Det skal bemærkes, at hvert efterfølgende trin af dissociation forekommer i mindre grad end det foregående. Det vil sige, at H 3 PO 4 molekyler dissocierer bedre (i højere grad) end H 2 PO 4 - ioner, som igen dissocierer bedre end HPO 4 2- ioner. Dette fænomen er forbundet med en stigning i ladningen af sure rester, som et resultat af hvilken styrken af bindingen mellem dem og positive H + -ioner stiger.
Af de polybasiske syrer er undtagelsen svovlsyre. Da denne syre dissocierer godt i begge trin, er det tilladt at skrive ligningen for dens dissociation i et trin:
H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-
2. Interaktion af syrer med metaller
Det syvende punkt i klassificeringen af syrer er deres oxiderende egenskaber. Det blev anført, at syrer er svage oxidationsmidler og stærke oxidationsmidler. Langt de fleste syrer (næsten alle undtagen H 2 SO 4 (konc.) og HNO 3) er svage oxidationsmidler, da de kun kan udvise deres oxidationsevne på grund af hydrogenkationer. Sådanne syrer kan kun oxidere de metaller, der er i aktivitetsrækken til venstre for brint, og produkterne danner et salt af det tilsvarende metal og brint. For eksempel:
H2SO4 (fortyndet) + Zn ZnSO4 + H2
2HCl + Fe FeCl2 + H2
Hvad angår stærke oxiderende syrer, dvs. H 2 SO 4 (konc.) og HNO 3, så er listen over metaller, som de virker på, meget bredere, og den omfatter alle metaller før brint i aktivitetsrækken, og næsten alt efter. Det vil sige, at koncentreret svovlsyre og salpetersyre i enhver koncentration for eksempel vil oxidere selv lavaktive metaller som kobber, kviksølv og sølv. Samspillet mellem salpetersyre og koncentreret svovlsyre med metaller, såvel som nogle andre stoffer, på grund af deres specificitet, vil blive diskuteret separat i slutningen af dette kapitel.
3. Interaktion af syrer med basiske og amfotere oxider
Syrer reagerer med basiske og amfotere oxider. Kiselsyre, da den er uopløselig, reagerer ikke med lavaktive basiske oxider og amfotere oxider:
H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O
6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O
H2SiO3 + FeO ≠
4. Interaktion af syrer med baser og amfotere hydroxider
HCl + NaOH H2O + NaCl
3H 2 SO 4 + 2 Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. Interaktion af syrer med salte
Denne reaktion opstår, hvis der dannes et bundfald, gas eller en væsentligt svagere syre end den, der reagerer. For eksempel:
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 + HCl HCOOH + NaCl
6. Specifikke oxidative egenskaber af salpetersyre og koncentrerede svovlsyrer
Som nævnt ovenfor er salpetersyre i enhver koncentration, såvel som svovlsyre udelukkende i koncentreret tilstand, meget stærke oxidationsmidler. Især i modsætning til andre syrer oxiderer de ikke kun metaller, der er placeret før brint i aktivitetsserien, men også næsten alle metaller efter det (undtagen platin og guld).
For eksempel er de i stand til at oxidere kobber, sølv og kviksølv. Man skal dog godt forstå, at en række metaller (Fe, Cr, Al), på trods af at de er ret aktive (tilgængelige før brint), alligevel ikke reagerer med koncentreret HNO 3 og koncentreret H 2 SO 4 uden opvarmning på grund af fænomenet passivering - en beskyttende film af faste oxidationsprodukter dannes på overfladen af sådanne metaller, som ikke tillader molekyler af koncentreret svovlsyre og koncentrerede salpetersyrer at trænge dybt ind i metallet for at reaktionen kan finde sted. Men ved kraftig opvarmning sker reaktionen stadig.
I tilfælde af interaktion med metaller er de obligatoriske produkter altid saltet af det tilsvarende metal og den anvendte syre samt vand. Et tredje produkt er også altid isoleret, hvis formel afhænger af mange faktorer, især såsom aktiviteten af metaller, samt koncentrationen af syrer og reaktionstemperaturen.
Den høje oxidationsevne af koncentrerede svovlsyrer og koncentrerede salpetersyrer gør det muligt for dem at reagere ikke kun med praktisk talt alle metaller i aktivitetsserien, men endda med mange faste ikke-metaller, især med fosfor, svovl og kul. Tabellen nedenfor viser tydeligt produkterne fra vekselvirkningen mellem svovlsyre og salpetersyre med metaller og ikke-metaller afhængigt af koncentrationen:
7. Reducerende egenskaber af iltfrie syrer
Alle oxygenfrie syrer (undtagen HF) kan udvise reducerende egenskaber på grund af det kemiske element, der indgår i anionen under påvirkning af forskellige oxidationsmidler. For eksempel er alle hydrohalogensyrer (undtagen HF) oxideret af mangandioxid, kaliumpermanganat og kaliumdichromat. I dette tilfælde oxideres halogenidioner til frie halogener:
4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2O
18HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2
14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2 Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Blandt alle hydrogenhalogenidsyrer har jodbrinte den største reducerende aktivitet. I modsætning til andre hydrohalogensyrer kan selv ferrioxid og salte oxidere det.
6HI+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
Svovlbrintesyre H 2 S har også høj reducerende aktivitet.Selv et oxidationsmiddel som svovldioxid kan oxidere det.
7. Syrer. Salt. Forholdet mellem klasser af uorganiske stoffer
7.1. Syrer
Syrer er elektrolytter, ved dissociation af hvilke kun hydrogenkationer H+ dannes som positivt ladede ioner (mere præcist, hydroniumioner H 3 O +).
En anden definition: syrer er komplekse stoffer, der består af et brintatom og syrerester (tabel 7.1).
Tabel 7.1
Formler og navne på nogle syrer, syrerester og salte
| Syreformel | Syrenavn | Syrerester (anion) | Navn på salte (gennemsnit) |
|---|---|---|---|
| HF | Flussyre (fluorsyre) | F − | Fluorider |
| HCl | Salt (salt) | Cl- | Chlorider |
| HBr | Hydrobromid | Br− | Bromider |
| HEJ | Hydroiodid | jeg - | Jodider |
| H2S | Svovlbrinte | S 2− | Sulfider |
| H2SO3 | Svovlholdig | SO 3 2 - | Sulfitter |
| H2SO4 | Svovlsyre | SO 4 2 - | Sulfater |
| HNO2 | Nitrogenholdig | NO2− | Nitritter |
| HNO3 | Nitrogen | NO 3 - | Nitrater |
| H2SiO3 | Silicium | SiO 3 2 - | Silikater |
| HPO 3 | Metafosforisk | PO 3 − | Metafosfater |
| H3PO4 | Ortofosforsyre | PO 4 3 − | Orthofosfater (fosfater) |
| H4P2O7 | Pyrofosforsyre (bifosforsyre) | P 2 O 7 4 − | Pyrophosphater (diphosphater) |
| HMnO4 | Mangan | MnO 4 - | Permanganater |
| H2CrO4 | Chrome | CrO 4 2 - | Kromater |
| H2Cr2O7 | Dichrome | Cr 2 O 7 2 - | Dichromater (bikromater) |
| H2SeO4 | Selen | SeO 4 2 - | Selenates |
| H3BO3 | Bornaya | BO 3 3 − | Ortoborater |
| HClO | Hypoklor | ClO – | Hypoklorit |
| HClO2 | Chlorid | ClO2− | Kloriter |
| HClO3 | Klorholdigt | ClO3− | Klorater |
| HClO4 | Klor | ClO4- | Perklorater |
| H2CO3 | Kul | CO 3 3 − | Karbonater |
| CH3COOH | Eddike | CH 3 COO − | Acetater |
| HCOOH | Myre | HCOO - | Formierer |
Under normale forhold kan syrer være faste stoffer (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) og væsker (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Disse syrer kan eksistere både individuelt (100% form) og i form af fortyndede og koncentrerede opløsninger. For eksempel kendes H2SO4, HNO3, H3PO4, CH3COOH både individuelt og i opløsninger.
En række syrer kendes kun i opløsninger. Disse er alle hydrogenhalogenider (HCl, HBr, HI), svovlbrinte H 2 S, hydrogencyanid (hydrocyanisk HCN), kulsyre H 2 CO 3, svovlholdig H 2 SO 3 syre, som er opløsninger af gasser i vand. For eksempel er saltsyre en blanding af HCl og H 2 O, kulsyre er en blanding af CO 2 og H 2 O. Det er klart, at det er forkert at bruge udtrykket "saltsyreopløsning".
De fleste syrer er opløselige i vand; kiselsyre H 2 SiO 3 er uopløselig. Det overvældende flertal af syrer har en molekylær struktur. Eksempler på strukturformler for syrer:
I de fleste oxygenholdige syremolekyler er alle brintatomer bundet til oxygen. Men der er undtagelser:
Syrer er klassificeret efter en række karakteristika (tabel 7.2).
Tabel 7.2
Klassificering af syrer
| Klassifikationsskilt | Syretype | Eksempler |
|---|---|---|
| Antal hydrogenioner dannet ved fuldstændig dissociation af et syremolekyle | Monobase | HCl, HNO3, CH3COOH |
| Dibasic | H2SO4, H2S, H2CO3 | |
| Tribasic | H3PO4, H3AsO4 | |
| Tilstedeværelsen eller fraværet af et oxygenatom i et molekyle | Iltholdig (syrehydroxider, oxosyrer) | HNO2, H2SiO3, H2SO4 |
| Iltfri | HF, H2S, HCN | |
| Grad af dissociation (styrke) | Stærk (fuldstændig dissocierede, stærke elektrolytter) | HCl, HBr, HI, H2SO4 (fortyndet), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7 |
| Svag (delvis dissocieret, svage elektrolytter) | 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, H2SO4 (konc) | |
| Oxidative egenskaber | Oxidationsmidler på grund af H + ioner (betinget ikke-oxiderende syrer) | HCl, HBr, HI, HF, H2SO4 (fortyndet), H3PO4, CH3COOH |
| Oxidationsmidler på grund af anion (oxiderende syrer) | HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (koncentreret), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Anionreducerende midler | HCl, HBr, HI, H2S (men ikke HF) | |
| Termisk stabilitet | Eksisterer kun i løsninger | H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2 |
| Nedbrydes nemt ved opvarmning | H2SO3, HNO3, H2SiO3 | |
| Termisk stabil | H2SO4 (koncentreret), H3PO4 |
Alle generelle kemiske egenskaber ved syrer skyldes tilstedeværelsen i deres vandige opløsninger af overskydende hydrogenkationer H + (H 3 O +).
1. På grund af overskuddet af H + ioner ændrer vandige opløsninger af syrer farven på lakmusviolet og methylorange til rød (phenolphtalein ændrer ikke farve og forbliver farveløs). I en vandig opløsning af svag kulsyre er lakmus ikke rød, men lyserød; en opløsning over et bundfald af meget svag kiselsyre ændrer overhovedet ikke farven på indikatorerne.
2. Syrer interagerer med basiske oxider, baser og amfotere hydroxider, ammoniakhydrat (se kapitel 6).
Eksempel 7.1. For at udføre transformationen BaO → BaSO 4 kan du bruge: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO 3.
Løsning. Transformationen kan udføres med H 2 SO 4:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO 3 = BaSO 4
Na 2 SO 4 reagerer ikke med BaO, og i reaktionen mellem BaO og SO 2 dannes bariumsulfit:
BaO + SO 2 = BaSO 3
Svar: 3).
3. Syrer reagerer med ammoniak og dets vandige opløsninger for at danne ammoniumsalte:
HCl + NH3 = NH4Cl - ammoniumchlorid;
H2SO4 + 2NH3 = (NH4)2S04 - ammoniumsulfat.
4. Ikke-oxiderende syrer reagerer med metaller placeret i aktivitetsrækken op til brint for at danne et salt og frigive brint:
H 2 SO 4 (fortyndet) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn = ZnCl2 = H2
Interaktionen mellem oxiderende syrer (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) med metaller er meget specifik og tages i betragtning, når man studerer grundstoffernes kemi og deres forbindelser.
5. Syrer interagerer med salte. Reaktionen har en række funktioner:
a) i de fleste tilfælde, når en stærkere syre reagerer med et salt af en svagere syre, dannes et salt af en svag syre og en svag syre, eller, som man siger, en stærkere syre fortrænger en svagere. Serien med aftagende styrke af syrer ser sådan ud:
Eksempler på opståede reaktioner:
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
3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4
Må ikke interagere med hinanden, for eksempel KCl og H 2 SO 4 (fortyndet), NaNO 3 og H 2 SO 4 (fortyndet), K 2 SO 4 og HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 og H2CO3, CH3COOK og H2CO3;
b) i nogle tilfælde fortrænger en svagere syre en stærkere fra et salt:
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
3AgNO3 (dil) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.
Sådanne reaktioner er mulige, når bundfaldene af de resulterende salte ikke opløses i de resulterende fortyndede stærke syrer (H2SO4 og HNO3);
c) i tilfælde af dannelse af bundfald, der er uopløselige i stærke syrer, kan der forekomme en reaktion mellem en stærk syre og et salt dannet af en anden stærk syre:
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
Eksempel 7.2. Angiv rækken, der indeholder formlerne for stoffer, der reagerer med H 2 SO 4 (fortyndet).
1) Zn, A1203, KCI (p-p); 3) NaN03 (p-p), Na2S, NaF, 2) Cu(OH)2, K2C03, Ag; 4) Na2S03, Mg, Zn(OH)2.
Løsning. Alle stoffer i række 4 interagerer med H 2 SO 4 (dil):
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O
I række 1) er reaktionen med KCl (p-p) ikke mulig, i række 2) - med Ag, i række 3) - med NaNO 3 (p-p).
Svar: 4).
6. Koncentreret svovlsyre opfører sig meget specifikt i reaktioner med salte. Dette er en ikke-flygtig og termisk stabil syre, derfor fortrænger den alle stærke syrer fra faste (!) salte, da de er mere flygtige end H2SO4 (konc):
KCl (tv) + H2SO4 (koncentreret) KHS04 + HCl
2KCl (s) + H 2 SO 4 (koncentreret) K 2 SO 4 + 2 HCl
Salte dannet af stærke syrer (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagerer kun med koncentreret svovlsyre og kun i fast tilstand
Eksempel 7.3. Koncentreret svovlsyre reagerer i modsætning til fortyndet:
3) KNO 3 (tv);
Løsning. Begge syrer reagerer med KF, Na 2 CO 3 og Na 3 PO 4, og kun H 2 SO 4 (koncentreret) reagerer med KNO 3 (fast).
Svar: 3).
Metoder til fremstilling af syrer er meget forskellige.
Anoxiske syrer modtage:
- ved at opløse de tilsvarende gasser i vand:
HCl (g) + H2O (l) → HCl (p-p)
H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (opløsning)
- fra salte ved fortrængning med stærkere eller mindre flygtige syrer:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
KCl (tv) + H2SO4 (koncentreret) = KHSO4 + HCl
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3
Iltholdige syrer modtage:
- ved at opløse de tilsvarende sure oxider i vand, mens oxidationsgraden af det syredannende grundstof i oxidet og syren forbliver den samme (med undtagelse af NO 2):
N2O5 + H2O = 2HNO3
SO3 + H2O = H2SO4
P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4
- oxidation af ikke-metaller med oxiderende syrer:
S + 6HNO3 (konc) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
- ved at fortrænge en stærk syre fra et salt af en anden stærk syre (hvis et bundfald, der er uopløseligt i de resulterende syrer), udfældes):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (fortyndet) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
- ved at fortrænge en flygtig syre fra dens salte med en mindre flygtig syre.
Til dette formål anvendes oftest ikke-flygtig, termisk stabil koncentreret svovlsyre:
NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (konc.) NaHSO 4 + HNO 3
KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (konc.) KHSO 4 + HClO 4
- fortrængning af en svagere syre fra dens salte med en stærkere syre:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4
NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2
K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓
Disse er stoffer, der dissocierer i opløsninger og danner brintioner.
Syrer klassificeres efter deres styrke, efter deres basicitet og efter tilstedeværelsen eller fraværet af oxygen i syren.
Af styrkesyrer opdeles i stærke og svage. De vigtigste stærke syrer er salpeter HNO 3, svovlsyre H2SO4 og saltsyre.
Ifølge tilstedeværelsen af ilt skelne mellem oxygenholdige syrer ( HNO3, H3PO4 osv.) og iltfrie syrer ( HCl, H2S, HCN osv.).
Af grundlæggende, dvs. Ifølge antallet af brintatomer i et syremolekyle, der kan erstattes af metalatomer for at danne et salt, opdeles syrer i monobasiske (f.eks. HNO 3, HCl), dibasisk (H 2 S, H 2 SO 4), tribasisk (H 3 PO 4) osv.
Navnene på iltfrie syrer er afledt af navnet på ikke-metallet med tilføjelsen af endelsen -hydrogen: HCl - saltsyre, H2S e - hydroselensyre, HCN - blåsyre.
Navnene på oxygenholdige syrer er også dannet af det russiske navn på det tilsvarende element med tilføjelsen af ordet "syre". I dette tilfælde ender navnet på den syre, hvori grundstoffet er i den højeste oxidationstilstand, på "naya" eller "æg", f.eks. H2SO4 - svovlsyre, HClO4 - perchlorsyre, H3AsO4 - arsensyre. Med et fald i oxidationsgraden af det syredannende element ændres slutningerne i følgende rækkefølge: "ægformede" ( HClO3 - perchlorsyre), "fast" ( HClO2 - klorsyre), "ægformet" ( H O Cl - hypoklorsyre). Hvis et grundstof danner syrer, mens det kun er i to oxidationstilstande, får navnet på syren svarende til grundstoffets laveste oxidationstilstand endelsen "iste" ( HNO3 - Salpetersyre, HNO2 - salpetersyre).
Tabel - De vigtigste syrer og deres salte
|
Syre |
Navne på de tilsvarende normale salte |
|
|
Navn |
Formel |
|
|
Nitrogen |
HNO3 |
Nitrater |
|
Nitrogenholdig |
HNO2 |
Nitritter |
|
Boric (ortoboric) |
H3BO3 |
Borates (orthoborater) |
|
Hydrobromid |
Bromider |
|
|
Hydroiodid |
Jodider |
|
|
Silicium |
H2SiO3 |
Silikater |
|
Mangan |
HMnO4 |
Permanganater |
|
Metafosforisk |
HPO 3 |
Metafosfater |
|
Arsenik |
H3AsO4 |
Arsenater |
|
Arsenik |
H3AsO3 |
Arsenitter |
|
Ortofosforsyre |
H3PO4 |
Orthofosfater (fosfater) |
|
Diphosphorsyre (pyrofosforsyre) |
H4P2O7 |
Diphosphater (pyrophosphater) |
|
Dichrome |
H2Cr2O7 |
Dichromater |
|
Svovlsyre |
H2SO4 |
Sulfater |
|
Svovlholdig |
H2SO3 |
Sulfitter |
|
Kul |
H2CO3 |
Karbonater |
|
Fosfor |
H3PO3 |
Fosfitter |
|
Flussyre (fluorsyre) |
Fluorider |
|
|
Salt (salt) |
Chlorider |
|
|
Klor |
HClO4 |
Perklorater |
|
Klorholdigt |
HClO3 |
Klorater |
|
Hypoklor |
HClO |
Hypoklorit |
|
Chrome |
H2CrO4 |
Kromater |
|
Hydrogencyanid (cyanisk) |
Cyanid |
|
At opnå syrer
1. Iltfrie syrer kan opnås ved direkte kombination af ikke-metaller med brint:
H2 + Cl2 → 2HCl,
H 2 + SH 2 S.
2. Iltholdige syrer kan ofte opnås ved direkte at kombinere syreoxider med vand:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4,
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,
P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3.
3. Både iltfrie og iltholdige syrer kan opnås ved udvekslingsreaktioner mellem salte og andre syrer:
BaBr2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.
4. I nogle tilfælde kan redoxreaktioner bruges til at producere syrer:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3P04 + 5NO.
Syrer kemiske egenskaber
1. Den mest karakteristiske kemiske egenskab ved syrer er deres evne til at reagere med baser (såvel som basiske og amfotere oxider) for at danne salte, for eksempel:
H 2 SO 4 + 2 NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
2HNO3 + FeO = Fe(NO3)2 + H2O,
2 HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O.
2. Evnen til at interagere med nogle metaller i spændingsrækken op til brint, med frigivelse af brint:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. Med salte, hvis der dannes et let opløseligt salt eller flygtigt stof:
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2,
2KHCO3 + H2SO4 = K2SO4 +2SO2+ 2H20.
Bemærk, at polybasiske syrer dissocieres trinvist, og letheden ved dissociation aftager ved hvert trin; derfor dannes der ofte sure salte for polybasiske syrer i stedet for mellemstore salte (i tilfælde af et overskud af den reagerende syre):
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.
4. Et særligt tilfælde af syre-base-interaktion er reaktionen af syrer med indikatorer, hvilket fører til en farveændring, som længe har været brugt til kvalitativ påvisning af syrer i opløsninger. Så lakmus ændrer farve i et surt miljø til rødt.
5. Ved opvarmning nedbrydes oxygenholdige syrer til oxid og vand (helst i nærværelse af et vandfjernende middel P2O5):
H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3,
H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2.
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina