Syrer er kemiske forbindelser, der er i stand til at donere en elektrisk ladet brintion (kation) og også acceptere to interagerende elektroner, hvilket resulterer i dannelsen af en kovalent binding.
I denne artikel vil vi se på de vigtigste syrer, der studeres i mellemklasser i gymnasier, og også lære mange interessante fakta om en bred vifte af syrer. Lad os komme igang.
Syrer: typer
I kemi er der mange forskellige syrer, som har meget forskellige egenskaber. Kemikere skelner syrer ved deres iltindhold, flygtighed, opløselighed i vand, styrke, stabilitet, og om de tilhører den organiske eller uorganiske klasse af kemiske forbindelser. I denne artikel vil vi se på en tabel, der præsenterer de mest berømte syrer. Tabellen hjælper dig med at huske navnet på syren og dens kemiske formel.
Så alt er tydeligt synligt. Denne tabel viser de mest berømte syrer i den kemiske industri. Tabellen hjælper dig med at huske navne og formler meget hurtigere.
Hydrogensulfidsyre
H2S er hydrosulfidsyre. Dens ejendommelighed ligger i, at det også er en gas. Svovlbrinte er meget dårligt opløseligt i vand og interagerer også med mange metaller. Hydrogensulfidsyre tilhører gruppen af "svage syrer", eksempler på hvilke vi vil overveje i denne artikel.
H 2 S har en let sødlig smag og også en meget kraftig lugt af rådne æg. I naturen kan det findes i naturlige eller vulkanske gasser, og det frigives også under proteinhenfald.
Egenskaberne af syrer er meget forskellige; selv om en syre er uundværlig i industrien, kan den være meget skadelig for menneskers sundhed. Denne syre er meget giftig for mennesker. Når en lille mængde svovlbrinte inhaleres, oplever en person hovedpine, svær kvalme og svimmelhed. Hvis en person indånder en stor mængde H 2 S, kan dette føre til kramper, koma eller endda øjeblikkelig død.
Svovlsyre
H 2 SO 4 er en stærk svovlsyre, som børn bliver introduceret til i kemitimerne i 8. klasse. Kemiske syrer såsom svovlsyre er meget stærke oxidationsmidler. H 2 SO 4 virker som et oxidationsmiddel på mange metaller, såvel som basiske oxider.
H 2 SO 4 forårsager kemiske forbrændinger, når det kommer i kontakt med hud eller tøj, men det er ikke så giftigt som svovlbrinte.
Salpetersyre
Stærke syrer er meget vigtige i vores verden. Eksempler på sådanne syrer: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 er en velkendt salpetersyre. Det har fundet bred anvendelse i industrien såvel som i landbruget. Det bruges til fremstilling af forskellige gødninger, i smykker, i fototryk, i produktion af medicin og farvestoffer samt i militærindustrien.
Kemiske syrer som salpetersyre er meget skadelige for kroppen. HNO 3-dampe efterlader sår, forårsager akut betændelse og irritation af luftvejene.
Salpetersyrling
Salpetersyre forveksles ofte med salpetersyre, men der er forskel på dem. Faktum er, at det er meget svagere end nitrogen, det har helt andre egenskaber og virkninger på den menneskelige krop.
HNO 2 har fundet bred anvendelse i den kemiske industri.
Flussyre
Flussyre (eller hydrogenfluorid) er en opløsning af H 2 O med HF. Syreformlen er HF. Flussyre bruges meget aktivt i aluminiumsindustrien. Det bruges til at opløse silikater, ætse silicium og silikatglas.
Hydrogenfluorid er meget skadeligt for den menneskelige krop og kan afhængigt af dets koncentration være et mildt narkotikum. Hvis det kommer i kontakt med huden, er der i starten ingen ændringer, men efter et par minutter kan der opstå en skarp smerte og kemisk forbrænding. Flussyre er meget skadeligt for miljøet.
Saltsyre
HCl er hydrogenchlorid og er en stærk syre. Hydrogenchlorid bevarer egenskaberne af syrer, der tilhører gruppen af stærke syrer. Syren er gennemsigtig og farveløs af udseende, men ryger i luften. Hydrogenchlorid er meget udbredt i den metallurgiske industri og fødevareindustrien.
Denne syre forårsager kemiske forbrændinger, men det er særligt farligt at komme ind i øjnene.
Phosphorsyre
Fosforsyre (H 3 PO 4) er en svag syre i sine egenskaber. Men selv svage syrer kan have stærke egenskaber. For eksempel bruges H 3 PO 4 i industrien til at genoprette jern fra rust. Derudover er fosforsyre (eller orthophosphorsyre) meget brugt i landbruget - der fremstilles mange forskellige gødningsstoffer.
Egenskaberne af syrer er meget ens - næsten hver af dem er meget skadelige for den menneskelige krop, H 3 PO 4 er ingen undtagelse. For eksempel forårsager denne syre også alvorlige kemiske forbrændinger, næseblod og tandslag.
Kulsyre
H 2 CO 3 er en svag syre. Det opnås ved at opløse CO 2 (kuldioxid) i H 2 O (vand). Kulsyre bruges i biologi og biokemi.
Densitet af forskellige syrer
Densiteten af syrer indtager en vigtig plads i de teoretiske og praktiske dele af kemi. Ved at kende massefylden kan du bestemme koncentrationen af en bestemt syre, løse kemiske beregningsproblemer og tilføje den korrekte mængde syre for at fuldføre reaktionen. Densiteten af enhver syre ændres afhængigt af koncentrationen. For eksempel, jo højere koncentrationsprocent, jo højere massefylde.
Generelle egenskaber af syrer
Absolut alle syrer er (det vil sige de består af flere elementer i det periodiske system), og de inkluderer nødvendigvis H (brint) i deres sammensætning. Dernæst vil vi se på, hvilke der er almindelige:
- Alle oxygenholdige syrer (hvis formlen O er til stede) danner vand ved nedbrydning, og også oxygenfrie syrer nedbrydes til simple stoffer (for eksempel nedbrydes 2HF til F 2 og H 2).
- Oxiderende syrer reagerer med alle metaller i metalaktivitetsserien (kun dem, der er placeret til venstre for H).
- De interagerer med forskellige salte, men kun med dem, der blev dannet af en endnu svagere syre.
Syrer adskiller sig skarpt fra hinanden i deres fysiske egenskaber. De kan trods alt have en lugt eller ej, og de kan også være i forskellige fysiske tilstande: flydende, gasformige og endda faste. Faste syrer er meget interessante at studere. Eksempler på sådanne syrer: C 2 H 2 0 4 og H 3 BO 3.
Koncentration
Koncentration er en værdi, der bestemmer den kvantitative sammensætning af enhver opløsning. For eksempel skal kemikere ofte bestemme, hvor meget ren svovlsyre der er til stede i fortyndet syre H 2 SO 4. For at gøre dette hælder de en lille mængde fortyndet syre i et målebæger, vejer det og bestemmer koncentrationen ved hjælp af et tæthedsdiagram. Koncentrationen af syrer er tæt forbundet med massefylde; ofte, når man skal bestemme koncentrationen, er der beregningsproblemer, hvor man skal bestemme procentdelen af ren syre i en opløsning.
Klassificering af alle syrer i henhold til antallet af H-atomer i deres kemiske formel
En af de mest populære klassifikationer er opdelingen af alle syrer i monobasiske, dibasiske og følgelig tribasiske syrer. Eksempler på monobasiske syrer: HNO 3 (salpetersyre), HCl (saltsyre), HF (fluorsyre) og andre. Disse syrer kaldes monobasiske, da de kun indeholder et H-atom. Der er mange sådanne syrer, det er umuligt at huske absolut hver enkelt. Du skal bare huske, at syrer også klassificeres efter antallet af H-atomer i deres sammensætning. Dibasiske syrer defineres på samme måde. Eksempler: H 2 SO 4 (svovlsyre), H 2 S (hydrogensulfid), H 2 CO 3 (kul) og andre. Tribasisk: H3PO4 (phosphorsyre).
Grundlæggende klassificering af syrer
En af de mest populære klassificeringer af syrer er deres opdeling i iltholdige og iltfrie. Hvordan husker man, uden at kende et stofs kemiske formel, at det er en iltholdig syre?
Alle iltfrie syrer mangler det vigtige grundstof O - oxygen, men de indeholder H. Derfor er ordet "brint" altid knyttet til deres navn. HCl er et H2S-hydrogensulfid.
Men du kan også skrive en formel baseret på navnene på syreholdige syrer. For eksempel, hvis antallet af O-atomer i et stof er 4 eller 3, så tilføjes suffikset -n- såvel som endelsen -aya- altid til navnet:
- H2SO4 - svovl (antal atomer - 4);
- H 2 SiO 3 - silicium (antal atomer - 3).
Hvis stoffet har mindre end tre iltatomer eller tre, så bruges suffikset -ist- i navnet:
- HNO2 - nitrogenholdig;
- H 2 SO 3 - svovlholdig.
Generelle egenskaber
Alle syrer smager surt og ofte let metallisk. Men der er andre lignende egenskaber, som vi nu vil overveje.
Der er stoffer, der kaldes indikatorer. Indikatorerne ændrer deres farve, eller farven forbliver, men dens nuance ændres. Dette sker, når indikatorerne påvirkes af andre stoffer, såsom syrer.
Et eksempel på en farveændring er et så velkendt produkt som te og citronsyre. Når citron tilsættes te, begynder teen gradvist at blive mærkbart lysere. Dette skyldes, at citron indeholder citronsyre.
Der er andre eksempler. Lakmus, som er lilla i farven i et neutralt miljø, bliver rød, når saltsyre tilsættes.
Når spændingerne er i spændingsrækken før brint, frigives gasbobler - H. Men hvis et metal, der er i spændingsrækken efter H, placeres i et reagensglas med syre, så sker der ingen reaktion, og der vil ikke blive gas. frigivet. Så kobber, sølv, kviksølv, platin og guld vil ikke reagere med syrer.
I denne artikel undersøgte vi de mest berømte kemiske syrer, såvel som deres vigtigste egenskaber og forskelle.
Syrer er komplekse stoffer, hvis molekyler omfatter brintatomer, der kan erstattes eller udskiftes med metalatomer og en syrerest.
Baseret på tilstedeværelse eller fravær af ilt i molekylet opdeles syrer i iltholdige(H 2 SO 4 svovlsyre, H 2 SO 3 svovlsyre, HNO 3 salpetersyre, H 3 PO 4 phosphorsyre, H 2 CO 3 kulsyre, H 2 SiO 3 kiselsyre) og iltfri(HF flussyre, HCl saltsyre (saltsyre), HBr hydrogenbromidsyre, HI hydrogeniodsyre, H 2 S hydrosulfidsyre).
Afhængigt af antallet af hydrogenatomer i syremolekylet er syrer monobasiske (med 1 H-atom), dibasiske (med 2 H-atomer) og tribasiske (med 3 H-atomer). For eksempel er salpetersyre HNO 3 monobasisk, da dens molekyle indeholder et hydrogenatom, svovlsyre H 2 SO 4 – dibasisk osv.
Der er meget få uorganiske forbindelser, der indeholder fire brintatomer, der kan erstattes af et metal.
Den del af et syremolekyle uden brint kaldes en syrerest.
Sure rester kan bestå af et atom (-Cl, -Br, -I) - det er simple sure rester, eller de kan bestå af en gruppe atomer (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - det er komplekse rester.
I vandige opløsninger ødelægges sure rester ikke under udvekslings- og substitutionsreaktioner:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Ordet anhydrid betyder vandfri, det vil sige en syre uden vand. For eksempel,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoxiske syrer har ikke anhydrider.
Syrer får deres navn fra navnet på det syredannende element (syredannende middel) med tilføjelsen af endelserne "naya" og sjældnere "vaya": H 2 SO 4 - svovlsyre; H 2 SO 3 - kul; H 2 SiO 3 – silicium mv.
Grundstoffet kan danne flere iltsyrer. I dette tilfælde vil de angivne slutninger i navnene på syrer være, når grundstoffet udviser en højere valens (syremolekylet indeholder et højt indhold af oxygenatomer). Hvis grundstoffet udviser en lavere valens, vil slutningen i navnet på syren være "tom": HNO 3 - salpeter, HNO 2 - nitrogenholdig.
Syrer kan opnås ved at opløse anhydrider i vand. Hvis anhydriderne er uopløselige i vand, kan syren opnås ved indvirkning af en anden stærkere syre på saltet af den nødvendige syre. Denne metode er typisk for både ilt og iltfrie syrer. Oxygenfrie syrer opnås også ved direkte syntese fra brint og et ikke-metal, efterfulgt af opløsning af den resulterende forbindelse i vand:
H2 + Cl2 → 2 HCI;
H2 + S → H2S.
Opløsninger af de resulterende gasformige stoffer HCl og H 2 S er syrer.
Under normale forhold findes syrer i både flydende og fast tilstand.
Syrer kemiske egenskaber
Syreopløsninger virker på indikatorer. Alle syrer (undtagen kiselsyre) er meget opløselige i vand. Særlige stoffer - indikatorer giver dig mulighed for at bestemme tilstedeværelsen af syre.
Indikatorer er stoffer med kompleks struktur. De skifter farve afhængigt af deres interaktion med forskellige kemikalier. I neutrale opløsninger har de en farve, i opløsninger af baser har de en anden farve. Når de interagerer med en syre, ændrer de deres farve: methylorange-indikatoren bliver rød, og lakmusindikatoren bliver også rød.
Interagere med baser med dannelse af vand og salt, som indeholder en uændret syrerest (neutraliseringsreaktion):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Interagerer med baseoxider med dannelse af vand og salt (neutraliseringsreaktion). Saltet indeholder syreresten af syren, der blev brugt i neutraliseringsreaktionen:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Interagere med metaller.
For at syrer kan interagere med metaller, skal visse betingelser være opfyldt:
1. metallet skal være tilstrækkeligt aktivt i forhold til syrer (i aktivitetsrækken af metaller skal det være placeret før brint). Jo længere til venstre et metal er i aktivitetsrækken, jo mere intenst interagerer det med syrer;
2. syren skal være stærk nok (det vil sige i stand til at donere hydrogenioner H+).
Når der opstår kemiske reaktioner af syre med metaller, dannes salt, og brint frigives (bortset fra interaktionen af metaller med salpetersyre og koncentrerede svovlsyrer):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Har du stadig spørgsmål? Vil du vide mere om syrer?
Tilmeld dig for at få hjælp fra en vejleder.
Den første lektion er gratis!
hjemmeside, ved kopiering af materiale helt eller delvist kræves et link til kilden.
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 | Hydrobromsyre | 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 - | Dikromater (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 (H 2 SO 4 og HNO 3);
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 ↓
| 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.
Hvis du ikke kun er interesseret i nomenklaturen af salte, men også i metoderne til deres fremstilling og kemiske egenskaber, anbefaler jeg, at du henviser til de relevante sektioner af kemi-opslagsbogen: "
|
Titler |
||
|
Meta-aluminium |
Metaluminat |
|
|
Metaarsenic |
Metaarsenat |
|
|
Ortoarsenisk |
Orthoarsenat |
|
|
Metaarsenic |
Metaarsenit |
|
|
Ortoarsenisk |
Orthoarsenit |
|
|
Metaborn |
Metaborer |
|
|
Ortoborisk |
Ortoborat |
|
|
Firedobbelt |
Tetraborat |
|
|
Hydrogenbromid | ||
|
bromeret |
Hypobromit |
|
|
Bromonisk | ||
|
Myre | ||
|
Eddike | ||
|
Hydrogencyanid | ||
|
Kul |
Carbonat |
|
|
Sorrel | ||
|
Hydrogenchlorid | ||
|
Hypoklor |
Hypoklorit |
|
|
Chlorid | ||
|
Klorholdigt | ||
|
Perklorat |
||
|
Metakromatisk |
Metachromit |
|
|
Chrome | ||
|
To-krom |
Dichromat |
|
|
Hydrogeniodid | ||
|
Jodholdig |
Hypoioditis |
|
|
Jod | ||
|
Periodat |
||
|
Mangan |
Permanganat |
|
|
Mangan |
Manganat |
|
|
Molybdæn |
Molybdat |
|
|
Hydrogenazid (hydrogen nitrøs) | ||
|
Nitrogenholdig | ||
|
Metafosforisk |
Metafosfat |
|
|
Ortofosforsyre |
Orthofosfat |
|
|
Diphosphorsyre (pyrofosforsyre) |
Diphosphat (pyrophosphat) |
|
|
Fosfor | ||
|
Fosfor |
Hypofosfit |
|
|
Svovlbrinte | ||
|
Rhodan brint | ||
|
Svovlholdig | ||
|
Thiosvovl |
Thiosulfat |
|
|
To-svovl (pyrosulfur) |
Disulfat (pyrosulfat) |
|
|
Peroxodusulfur (supersulfur) |
Peroxodisulfat (persulfat) |
|
|
Hydrogen selenid | ||
|
Selenistaya | ||
|
Selen | ||
|
Silicium | ||
|
Vanadium | ||
|
Wolfram |
wolframat |
|
Salte – stoffer, der kan betragtes som et produkt af udskiftning af brintatomer i en syre med metalatomer eller en gruppe af atomer. Der er 5 typer af salte: medium (normal), sur, basisk, dobbelt, kompleks, forskellig i arten af de ioner, der dannes under dissociation.
1.Mellem salte er produkter af fuldstændig udskiftning af brintatomer i molekylet syrer. Saltsammensætning: kation - metalion, anion - syrerest-ion Na 2 CO 3 - natriumcarbonat
Na 3 PO 4 - natriumphosphat
Na 3 PO 4 = 3 Na + + PO 4 3-
kation anion
2. Syresalte – produkter af ufuldstændig erstatning af brintatomer i et syremolekyle. Anionen indeholder hydrogenatomer.
NaH 2 PO 4 = Na + + H 2 PO 4 -
Dihydrogenphosphat-kationanion
Sure salte producerer kun polybasiske syrer, når mængden af base, der tages, er utilstrækkelig.
H2SO4 +NaOH=NaHSO4 +H2O
hydrogensulfat
Ved at tilsætte overskydende alkali kan det sure salt omdannes til medium
NaHSO4 +NaOH=Na2S04 +H2O
3. Grundlæggende salte – produkter af ufuldstændig erstatning af hydroxidioner i basen med en syrerest. Kationen indeholder en hydroxogruppe.
CuOHCl=CuOH + +Cl -
hydroxochlorid-kationanion
Basissalte kan kun dannes af polysyrebaser
(baser indeholdende flere hydroxylgrupper), når de interagerer med syrer.
Cu(OH)2+HCl=CuOHCl+H2O
Du kan omdanne et basisk salt til et mellemsalt ved at behandle det med en syre:
CuOHCl+HCl=CuCl2+H2O
4.Dobbelt salte – de indeholder kationer af flere metaller og anioner af en syre
KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
kaliumaluminiumsulfat
Karakteristiske egenskaber Alle typer af salte, der tages i betragtning, er: udvekslingsreaktioner med syrer, baser og med hinanden.
Til navngivning af salte bruge russisk og international nomenklatur.
Det russiske navn på saltet består af navnet på syren og navnet på metallet: CaCO 3 - calciumcarbonat.
For sure salte indføres det "sure" tilsætningsstof: Ca(HCO 3) 2 - surt calciumcarbonat. For at nævne de vigtigste salte skal du tilføje "basisk": (СuOH) 2 SO 4 - basisk kobbersulfat.
Den mest udbredte er den internationale nomenklatur. Navnet på saltet ifølge denne nomenklatur består af navnet på anionen og navnet på kationen: KNO 3 - kaliumnitrat. Hvis metallet har en anden valens i forbindelsen, er det angivet i parentes: FeSO 4 - jernsulfat (III).
For salte af oxygenholdige syrer tilføjes suffikset "at" til navnet, hvis det syredannende grundstof har en højere valens: KNO 3 – kaliumnitrat; suffiks "det", hvis det syredannende grundstof har en lavere valens: KNO 2 - kaliumnitrit. I tilfælde hvor et syredannende grundstof danner syrer i mere end to valenstilstande, bruges suffikset "at" altid. Desuden, hvis det udviser en højere valens, tilføjes præfikset "per". For eksempel: KClO 4 – kaliumperklorat. Hvis det syredannende element danner en lavere valens, bruges suffikset "det" med tilføjelse af præfikset "hypo". For eksempel: KClO – kaliumhypochlorit. For salte dannet af syrer, der indeholder forskellige mængder vand, tilføjes præfikserne "meta" og "ortho". For eksempel: NaPO 3 - natriummetaphosphat (salt af metaphosphorsyre), Na 3 PO 4 - natriumorthophosphat (salt af orthophosphorsyre). Præfikset "hydro" er indført i navnet på det sure salt. For eksempel: Na 2 HPO 4 – natriumhydrogenphosphat (hvis anionen har ét brintatom) og præfikset "hydro" med det græske tal (hvis der er mere end et brintatom) – NaH 2 PO 4 – natriumdihydrogenphosphat. Præfikset "hydroxo" er indført i navnene på hovedsaltene. For eksempel: FeOHCl – jernhydroxychlorid (I).
5. Komplekse salte – forbindelser, der danner komplekse ioner (ladede komplekser) ved dissociation. Når du skriver komplekse ioner, er det sædvanligt at omslutte dem i firkantede parenteser. For eksempel:
Ag(NH 3) 2 Cl = Ag(NH 3) 2 + + Cl -
K 2 PtCl 6 = 2K + + PtCl 6 2-
Ifølge ideerne foreslået af A. Werner er der i en kompleks forbindelse interne og eksterne sfærer. Så for eksempel i de betragtede komplekse forbindelser er den indre sfære sammensat af komplekse ioner Ag(NH 3) 2 + og PtCl 6 2-, og den ydre kugle er henholdsvis Cl - og K +. Det centrale atom eller ion i den indre sfære kaldes et kompleksdannende middel. I de foreslåede forbindelser er disse Ag+1 og Pt+4. Molekyler eller ioner med modsat fortegn koordineret omkring et kompleksdannende middel er ligander. I de undersøgte forbindelser er disse 2NH 3 0 og 6Cl -. Antallet af ligander af en kompleks ion bestemmer dens koordinationsnummer. I de foreslåede forbindelser er det lig med henholdsvis 2 og 6.
Komplekser er kendetegnet ved tegnet på den elektriske ladning
1.Kationisk (koordination omkring den positive ion af neutrale molekyler):
Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2-1; Al +3 (H 2 O 0) 6 Cl 3 -1
2.Anionisk (koordination omkring et kompleksdannende middel i en positiv oxidationstilstand og en ligand med en negativ oxidationstilstand):
K 2 +1 Vær +2 F 4 -1 ; K 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6
3. Neutrale komplekser – komplekse forbindelser uden en ydre kuglePt + (NH 3 0) 2 Cl 2 - 0. I modsætning til forbindelser med anioniske og kationiske komplekser er neutrale komplekser ikke elektrolytter.
Dissociation af komplekse forbindelser ind i indre og ydre sfærer kaldes primær . Det forløber næsten udelukkende som stærke elektrolytter.
Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4 +2 + 2Cl ─
K 3 Fe(CN) 6 → 3 K + +Fe(CN) 6 3 ─
Kompleks ion (ladet kompleks) i en kompleks forbindelse danner den indre koordinationssfære, de resterende ioner danner den ydre sfære.
I en kompleks forbindelse K 3 er den komplekse ion 3-, bestående af et kompleksdannende middel - Fe 3+ ionen og ligander - CN ─ ioner, den indre sfære af forbindelsen, og K + ionerne danner den ydre sfære.
Liganderne placeret i den indre sfære af komplekset er bundet af det kompleksdannende middel meget tættere, og deres eliminering under dissociation forekommer kun i ringe grad. Den reversible dissociation af den indre sfære af en kompleks forbindelse kaldes sekundær .
Fe(CN) 6 3 ─ Fe 3+ + 6CN ─
Sekundær dissociation af komplekset sker i henhold til typen af svage elektrolytter. Den algebraiske sum af ladningerne af partikler dannet under dissociationen af en kompleks ion er lig med ladningen af komplekset.
Navnene på komplekse forbindelser såvel som navnene på almindelige stoffer er dannet af de russiske navne på kationer og de latinske navne på anioner; ligesom i almindelige stoffer, i komplekse forbindelser kaldes den første anion. Hvis anionen er kompleks, dannes dens navn ud fra navnet på liganderne med slutningen "o" (Cl - - chlor, OH - - hydroxo osv.) og det latinske navn på kompleksdanneren med suffikset "at" ; antallet af ligander er som sædvanligt angivet med det tilsvarende tal. Hvis kompleksdanneren er et grundstof, der er i stand til at udvise en variabel oxidationstilstand, er den numeriske værdi af oxidationstilstanden, som i navnene på almindelige forbindelser, angivet med et romertal i parentes
Eksempel: Navne på komplekse forbindelser med en kompleks anion.
K 3 – kaliumhexacyanoferrat (III)
Komplekse kationer indeholder i langt de fleste tilfælde neutrale vandmolekyler H 2 O, kaldet "aqua", eller ammoniak NH 3, kaldet "amin", som ligander. I det første tilfælde kaldes komplekse kationer aqua-komplekser, i det andet - ammoniak. Navnet på den komplekse kation består af navnet på liganderne, der angiver deres antal, og det russiske navn på kompleksdannende middel med den angivne værdi af dets oxidationstilstand, hvis det er nødvendigt.
Eksempel: Navne på komplekse forbindelser med en kompleks kation.
Cl 2 – tetrammin zinkchlorid
Komplekser kan på trods af deres stabilitet ødelægges i reaktioner, hvor ligander bindes til endnu mere stabile svagt dissocierende forbindelser.
Eksempel: Ødelæggelse af et hydroxokompleks med en syre på grund af dannelsen af svagt dissocierende H 2 O-molekyler.
K 2 + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + ZnSO 4 + 2H 2 O.
Navnet på den komplekse forbindelse de begynder med at angive sammensætningen af den indre sfære, og derefter navngive det centrale atom og dets oxidationstilstand.
I den indre sfære er anioner først navngivet, og tilføjer endelsen "o" til det latinske navn.
F -1 – fluor Cl - - chlorCN - - cyanoSO 2 -2 -sulfito
OH - - hydroxoNO2 - - nitrito osv.
Så kaldes de neutrale ligander:
NH 3 – ammin H 2 O – aqua
Antallet af ligander er markeret med græske tal:
I – mono (normalt ikke angivet), 2 – di, 3 – tre, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Dernæst går vi videre til navnet på centralatomet (kompleksdannende middel). Følgende tages i betragtning:
Hvis det kompleksdannende middel er en del af kationen, bruges det russiske navn på elementet, og graden af dets oxidation er angivet i parentes i romertal;
Hvis det kompleksdannende middel er en del af en anion, bruges det latinske navn på elementet, dets oxidationstilstand er angivet før det, og slutningen "at" tilføjes i slutningen.
Efter betegnelsen af den indre sfære er kationer eller anioner placeret i den ydre sfære angivet.
Når man danner navnet på en kompleks forbindelse, skal man huske, at de ligander, der indgår i dens sammensætning, kan blandes: elektrisk neutrale molekyler og ladede ioner; eller ladede ioner af forskellige typer.
Ag +1 NH 3 2 Cl– diamin sølv (I) chlorid
K 3 Fe +3 CN 6 - hexacyano (III) kaliumferrat
NH 4 2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – dihydroxotetrachlor(IV) ammoniumplatinat
Pt +2 NH 3 2 Cl 2 -1 o - diammindichlorid-platin x)
X) i neutrale komplekser er navnet på det kompleksdannende middel angivet i nominativ kasus