Mõnede anorgaaniliste hapete ja soolade nimetused
| Happe valemid | Hapete nimetused | Vastavate soolade nimetused |
| HClO4 | kloor | perkloraadid |
| HClO3 | hüpokloorne | kloraadid |
| HClO2 | kloriid | kloritid |
| HClO | hüpokloorne | hüpokloritid |
| H5IO6 | jood | periodaadid |
| HIO 3 | joodne | jodaadid |
| H2SO4 | väävelhape | sulfaadid |
| H2SO3 | väävlis | sulfitid |
| H2S2O3 | tioväävel | tiosulfaadid |
| H2S4O6 | tetratioonsed | tetrationaadid |
| HNO3 | lämmastik | nitraadid |
| HNO2 | lämmastikku sisaldav | nitritid |
| H3PO4 | ortofosforne | ortofosfaadid |
| HPO 3 | metafosforne | metafosfaadid |
| H3PO3 | fosforit | fosfitid |
| H3PO2 | fosforit | hüpofosfiidid |
| H2CO3 | kivisüsi | karbonaadid |
| H2SiO3 | räni | silikaadid |
| HMnO4 | mangaan | permanganaadid |
| H2MnO4 | mangaan | manganaadid |
| H2CrO4 | kroomitud | kromaadid |
| H2Cr2O7 | dikroom | dikromaadid |
| HF | vesinikfluoriid (fluoriid) | fluoriidid |
| HCl | vesinikkloriid (vesinikkloriid) | kloriidid |
| HBr | vesinikbromiid | bromiide |
| TERE | vesinikjodiid | jodiidid |
| H2S | vesiniksulfiid | sulfiidid |
| HCN | vesiniktsüaniid | tsüaniidid |
| HOCN | tsüaan | tsüanaadid |
Lubage mul teile konkreetsete näidete abil lühidalt meelde tuletada, kuidas soolasid õigesti nimetada.
Näide 1. Sool K 2 SO 4 moodustub väävelhappe jäägist (SO 4) ja metallist K. Väävelhappe sooli nimetatakse sulfaatideks. K 2 SO 4 - kaaliumsulfaat.
Näide 2. FeCl 3 - sool sisaldab rauda ja vesinikkloriidhappe jääki (Cl). Soola nimetus: raud(III)kloriid. Pange tähele: sel juhul ei pea me mitte ainult metalli nimetama, vaid näitama ka selle valentsi (III). Eelmises näites polnud see vajalik, kuna naatriumi valents on konstantne.
Tähtis: soola nimetus peaks näitama metalli valentsust ainult siis, kui metallil on muutuv valents!
Näide 3. Ba(ClO) 2 - sool sisaldab baariumi ja ülejäänud osa hüpokloorhapet (ClO). Soola nimi: baariumhüpoklorit. Metalli Ba valents kõigis selle ühendites on kaks, seda pole vaja näidata.
Näide 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. NH 4 rühma nimetatakse ammooniumiks, selle rühma valents on konstantne. Soola nimetus: ammooniumdikromaat (dikromaat).
Ülaltoodud näidetes kohtasime vaid nn. keskmised või tavalised soolad. Siin ei käsitleta happelisi, aluselisi, kaksik- ja komplekssooli, orgaaniliste hapete sooli.
Happeid saab klassifitseerida erinevate kriteeriumide alusel:
1) Hapniku aatomite olemasolu happes
2) Happeline aluselisus
Happe aluselisus on "liikuvate" vesinikuaatomite arv selle molekulis, mis on dissotsiatsiooni käigus vesinikkatioonide H + kujul happemolekulist eraldatud ja samuti asendatavad metalliaatomitega:
4) Lahustuvus
5) Stabiilsus
7) Oksüdeerivad omadused
Hapete keemilised omadused
1. Oskus dissotsieeruda
Happed dissotsieeruvad vesilahustes vesinikkatioonideks ja happejääkideks. Nagu juba mainitud, jagunevad happed hästi dissotsieeruvateks (tugevateks) ja vähedissotsieeruvateks (nõrgad). Tugevate ühealuseliste hapete dissotsiatsioonivõrrandi kirjutamisel kasutatakse kas ühte paremale suunatud noolt () või võrdusmärki (=), mis näitab sellise dissotsiatsiooni virtuaalset pöördumatust. Näiteks tugeva vesinikkloriidhappe dissotsiatsioonivõrrandi saab kirjutada kahel viisil:
või sellisel kujul: HCl = H + + Cl -
või sel viisil: HCl → H + + Cl -
Tegelikult näitab noole suund meile, et vesinikkatioonide ja happeliste jääkidega ühendamise vastupidist protsessi (assotsiatsioon) tugevates hapetes praktiliselt ei toimu.
Kui tahame kirjutada nõrga monoprootse happe dissotsiatsioonivõrrandi, tuleb võrrandis märgi asemel kasutada kahte noolt. See märk peegeldab nõrkade hapete dissotsiatsiooni pöörduvust - nende puhul on vesiniku katioonide ja happeliste jääkidega kombineerimise pöördprotsess tugevalt väljendunud:
CH 3 COOH CH 3 COO — + H +
Polüaluselised happed dissotsieeruvad astmeliselt, st. Vesiniku katioonid eraldatakse nende molekulidest mitte üheaegselt, vaid ükshaaval. Sel põhjusel ei väljendata selliste hapete dissotsiatsiooni mitte ühe, vaid mitme võrrandiga, mille arv on võrdne happe aluselisusega. Näiteks kolmealuselise fosforhappe dissotsiatsioon toimub kolmes etapis H + katioonide vahelduva eraldamisega:
H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —
H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-
HPO 4 2- H + + PO 4 3-
Tuleb märkida, et iga järgmine dissotsiatsiooni etapp esineb vähemal määral kui eelmine. See tähendab, et H 3 PO 4 molekulid dissotsieeruvad paremini (suuremal määral) kui H 2 PO 4 - ioonid, mis omakorda dissotsieeruvad paremini kui HPO 4 2 - ioonid. Seda nähtust seostatakse happeliste jääkide laengu suurenemisega, mille tulemusena suureneb nende ja positiivsete H + ioonide vahelise sideme tugevus.
Mitmealuselistest hapetest on erand väävelhape. Kuna see hape dissotsieerub hästi mõlemas etapis, on lubatud kirjutada selle dissotsiatsiooni võrrand ühes etapis:
H 2SO 4 2H + + SO 4 2-
2. Hapete interaktsioon metallidega
Hapete klassifikatsiooni seitsmes punkt on nende oksüdeerivad omadused. Väideti, et happed on nõrgad oksüdeerijad ja tugevad oksüdeerijad. Valdav enamus hapetest (peaaegu kõik, välja arvatud H 2 SO 4 (konts.) ja HNO 3) on nõrgad oksüdeerivad ained, kuna nende oksüdeerimisvõime avaldub ainult vesiniku katioonide tõttu. Sellised happed suudavad oksüdeerida ainult neid metalle, mis on vesinikust vasakul aktiivsusreas ning saadused moodustavad vastava metalli ja vesiniku soola. Näiteks:
H 2 SO 4 (lahjendatud) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + Fe FeCl2 + H2
Mis puudutab tugevaid oksüdeerivaid happeid, st. H 2 SO 4 (konts.) ja HNO 3, siis on metallide loetelu, millele need toimivad, palju laiem ja hõlmab kõiki metalle enne vesinikku aktiivsusreas ja peaaegu kõike pärast. See tähendab, et näiteks kontsentreeritud väävelhape ja mis tahes kontsentratsiooniga lämmastikhape oksüdeerivad isegi madala aktiivsusega metalle, nagu vask, elavhõbe ja hõbe. Lämmastikhappe ja kontsentreeritud väävelhappe vastastikmõju metallidega, aga ka mõnede teiste ainetega nende spetsiifilisusest tulenevalt tuleb eraldi juttu selle peatüki lõpus.
3. Hapete interaktsioon aluseliste ja amfoteersete oksiididega
Happed reageerivad aluseliste ja amfoteersete oksiididega. Kuna ränihape on lahustumatu, ei reageeri see madala aktiivsusega aluseliste oksiidide ja amfoteersete oksiididega:
H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O
6HNO3 + Fe2O32Fe(NO3)3 + 3H2O
H 2 SiO 3 + FeO ≠
4. Hapete interaktsioon aluste ja amfoteersete hüdroksiididega
HCl + NaOH H 2 O + NaCl
3H2SO4 + 2Al(OH)3Al2(SO4)3 + 6H2O
5. Hapete koostoime sooladega
See reaktsioon toimub siis, kui tekib sade, gaas või reageerivast oluliselt nõrgem hape. Näiteks:
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. Lämmastik- ja kontsentreeritud väävelhapete spetsiifilised oksüdatiivsed omadused
Nagu eespool mainitud, on lämmastikhape mis tahes kontsentratsioonis ja ka ainult kontsentreeritud väävelhape väga tugevad oksüdeerijad. Eelkõige oksüdeerivad nad erinevalt teistest hapetest mitte ainult metalle, mis asuvad aktiivsusreas enne vesinikku, vaid ka peaaegu kõiki metalle pärast seda (välja arvatud plaatina ja kuld).
Näiteks on nad võimelised oksüdeerima vaske, hõbedat ja elavhõbedat. Siiski tuleks kindlalt mõista tõsiasja, et mitmed metallid (Fe, Cr, Al), vaatamata sellele, et nad on üsna aktiivsed (saadaval enne vesinikku), ei reageeri kontsentreeritud HNO 3 ja kontsentreeritud H 2 SO 4-ga ilma kuumenemine passivatsiooni nähtuse tõttu - selliste metallide pinnale moodustub tahkete oksüdatsiooniproduktide kaitsekile, mis ei lase kontsentreeritud väävel- ja kontsentreeritud lämmastikhapete molekulidel reaktsiooni toimumiseks sügavale metalli tungida. Tugeva kuumutamise korral reaktsioon siiski toimub.
Metallidega koosmõjul on alati kohustuslikud saadused vastava metalli sool ja kasutatud hape ning vesi. Alati eraldatakse ka kolmas toode, mille valem sõltub paljudest teguritest, eelkõige metallide aktiivsusest, aga ka hapete kontsentratsioonist ja reaktsioonitemperatuurist.
Kontsentreeritud väävel- ja kontsentreeritud lämmastikhapete kõrge oksüdatsioonivõime võimaldab neil reageerida mitte ainult praktiliselt kõigi aktiivsussarja metallidega, vaid isegi paljude tahkete mittemetallidega, eriti fosfori, väävli ja süsinikuga. Allolev tabel näitab selgelt väävel- ja lämmastikhappe ja metallide ja mittemetallide interaktsiooni saadusi sõltuvalt kontsentratsioonist:
7. Hapnikuvabade hapete redutseerivad omadused
Kõik hapnikuvabad happed (välja arvatud HF) võivad avaldada redutseerivaid omadusi tänu anioonis sisalduvale keemilisele elemendile erinevate oksüdeerivate ainete toimel. Näiteks kõik vesinikhalogeniidhapped (välja arvatud HF) oksüdeeritakse mangaandioksiidi, kaaliumpermanganaadi ja kaaliumdikromaadi toimel. Sel juhul oksüdeeritakse halogeniidioonid vabadeks halogeenideks:
4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2O
18HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2
14НI + K 2Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Kõigist vesinikhalogeniidhapetest on vesinikjodiidhappel suurim redutseeriv aktiivsus. Erinevalt teistest vesinikhalogeniidhapetest võivad isegi raudoksiid ja soolad seda oksüdeerida.
6HI+Fe2O32FeI2+I2↓ + 3H2O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
Samuti on kõrge redutseeriva aktiivsusega vesiniksulfiidhape H 2 S. Seda võib oksüdeerida isegi oksüdeeriv aine nagu vääveldioksiid.
7. Happed. soola. Anorgaaniliste ainete klasside vaheline seos
7.1. Happed
Happed on elektrolüüdid, mille dissotsiatsioonil tekivad positiivselt laetud ioonidena ainult vesiniku katioonid H + (täpsemalt hüdroniumioonid H 3 O +).
Teine määratlus: happed on kompleksained, mis koosnevad vesinikuaatomist ja happejääkidest (tabel 7.1).
Tabel 7.1
Mõnede hapete, happejääkide ja soolade valemid ja nimetused
| Happe valem | Happe nimi | Happejääk (anioon) | Soolade nimetused (keskmine) |
|---|---|---|---|
| HF | Vesinikfluoriid (fluoriid) | F - | Fluoriidid |
| HCl | Vesinikkloriid (vesinikkloriid) | Cl − | Kloriidid |
| HBr | Hüdrobroomiline | Br− | Bromiidid |
| TERE | Hüdrojodiid | mina − | Jodiidid |
| H2S | Vesiniksulfiid | S 2− | Sulfiidid |
| H2SO3 | Väävlirikas | SO 3 2 − | Sulfitid |
| H2SO4 | Väävelhape | SO 4 2 − | Sulfaadid |
| HNO2 | Lämmastikku sisaldav | NO2− | Nitritid |
| HNO3 | Lämmastik | NR 3 − | Nitraadid |
| H2SiO3 | Räni | SiO 3 2 − | Silikaadid |
| HPO 3 | Metafosforne | PO 3 − | Metafosfaadid |
| H3PO4 | Ortofosfor | PO 4 3 − | Ortofosfaadid (fosfaadid) |
| H4P2O7 | Pürofosfor (bifosfor) | P 2 O 7 4 − | Pürofosfaadid (difosfaadid) |
| HMnO4 | Mangaan | MnO 4 − | Permanganaadid |
| H2CrO4 | Chrome | CrO 4 2 − | Kromaadid |
| H2Cr2O7 | Dikroom | Cr 2 O 7 2 − | Dikromaadid (bikromaadid) |
| H2SeO4 | Seleen | SeO 4 2 − | Selenaadid |
| H3BO3 | Bornaya | BO 3 3 − | Ortoboraadid |
| HClO | Hüpokloorne | ClO – | Hüpokloritid |
| HClO2 | kloriid | ClO2− | Kloriidid |
| HClO3 | Klooriline | ClO3− | Kloraadid |
| HClO4 | Kloor | ClO4- | Perkloraadid |
| H2CO3 | Kivisüsi | CO 3 3 − | Karbonaadid |
| CH3COOH | Äädikas | CH 3 COO − | Atsetaadid |
| HCOOH | Ant | HCOO − | Formaadid |
Normaalsetes tingimustes võivad happed olla tahked (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) ja vedelikud (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Need happed võivad esineda nii üksikult (100% kujul) kui ka lahjendatud ja kontsentreeritud lahuste kujul. Näiteks H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4, CH 3 COOH on tuntud nii üksikult kui ka lahustena.
Paljud happed on tuntud ainult lahustes. Need on kõik vesinikhalogeniidid (HCl, HBr, HI), vesiniksulfiid H 2 S, vesiniktsüaniid (vesiniktsüaniid-HCN), süsinik-H 2 CO 3, väävelhape H 2 SO 3 hape, mis on gaaside lahused vees. Näiteks vesinikkloriidhape on HCl ja H 2 O segu, süsihape on CO 2 ja H 2 O segu. On selge, et väljendi “vesinikkloriidhappe lahus” kasutamine on vale.
Enamik happeid lahustuvad vees, ränihape H2SiO3 on lahustumatu. Valdav enamus hapetest on molekulaarse struktuuriga. Hapete struktuurivalemite näited:
Enamikus hapnikku sisaldavates happemolekulides on kõik vesinikuaatomid seotud hapnikuga. Kuid on ka erandeid:
Happed liigitatakse mitmete tunnuste järgi (tabel 7.2).
Tabel 7.2
Hapete klassifikatsioon
| Klassifitseerimismärk | Happe tüüp | Näited |
|---|---|---|
| Happemolekuli täielikul dissotsiatsioonil moodustunud vesinikioonide arv | Monobaas | HCl, HNO3, CH3COOH |
| Kahealuseline | H2SO4, H2S, H2CO3 | |
| Tribasic | H3PO4, H3AsO4 | |
| Hapniku aatomi olemasolu või puudumine molekulis | Hapnikku sisaldavad (happehüdroksiidid, oksohapped) | HNO2, H2SiO3, H2SO4 |
| Hapnikuvaba | HF, H2S, HCN | |
| Dissotsiatsiooni aste (tugevus) | Tugev (täielikult dissotsieerunud, tugevad elektrolüüdid) | HCl, HBr, HI, H2SO4 (lahjendatud), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7 |
| Nõrk (osaliselt dissotsieerunud, nõrgad elektrolüüdid) | 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 (konts.) | |
| Oksüdatiivsed omadused | H + ioonidest tingitud oksüdeerivad ained (tinglikult mitteoksüdeerivad happed) | HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (dil), H 3 PO 4, CH 3 COOH |
| Anioonist tingitud oksüdeerivad ained (oksüdeerivad happed) | HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (konts.), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Aniooni redutseerivad ained | HCl, HBr, HI, H2S (kuid mitte HF) | |
| Termiline stabiilsus | Esinevad ainult lahendustes | H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2 |
| Kuumutamisel laguneb kergesti | H2SO3, HNO3, H2SiO3 | |
| Termiliselt stabiilne | H2SO4 (konts.), H3PO4 |
Kõik hapete üldised keemilised omadused tulenevad vesiniku katioonide H + (H 3 O +) liia olemasolust nende vesilahustes.
1. H + ioonide liia tõttu muudavad hapete vesilahused lakmusvioletse ja metüüloranži värvuse punaseks (fenoolftaleiin ei muuda värvi ja jääb värvituks). Nõrga süsihappe vesilahuses ei ole lakmus punane, vaid roosa, lahus väga nõrga ränihappe sademe peal ei muuda indikaatorite värvi üldse.
2. Happed interakteeruvad aluseliste oksiidide, aluste ja amfoteersete hüdroksiididega, ammoniaakhüdraadiga (vt ptk 6).
Näide 7.1. Teisenduse BaO → BaSO 4 läbiviimiseks võite kasutada: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO 3.
Lahendus. Teisenduse saab läbi viia H2SO4 abil:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO 3 = BaSO 4
Na2SO4 ei reageeri BaO-ga ja BaO reaktsioonil SO2-ga tekib baariumsulfit:
BaO + SO 2 = BaSO 3
Vastus: 3).
3. Happed reageerivad ammoniaagi ja selle vesilahustega, moodustades ammooniumisoolasid:
HCl + NH3 = NH4Cl - ammooniumkloriid;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - ammooniumsulfaat.
4. Mitteoksüdeerivad happed reageerivad metallidega, mis asuvad aktiivsusreas kuni vesinikuni, moodustades soola ja vabastades vesiniku:
H 2 SO 4 (lahjendatud) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn = ZnCl2 = H2
Oksüdeerivate hapete (HNO 3, H 2 SO 4 (kont.)) interaktsioon metallidega on väga spetsiifiline ja seda arvestatakse elementide ja nende ühendite keemia uurimisel.
5. Happed interakteeruvad sooladega. Reaktsioonil on mitmeid funktsioone:
a) enamikul juhtudel, kui tugevam hape reageerib nõrgema happe soolaga, tekib nõrga happe sool ja nõrk hape või, nagu öeldakse, tugevam hape tõrjub välja nõrgema. Hapete tugevuse vähenemise seeria näeb välja järgmine:
Näited esinevatest reaktsioonidest:
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2
H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓
2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2 CH 3 COOK + H 2 O + CO 2
3H2SO4 + 2K3PO4 = 3K2SO4 + 2H3PO4
Ärge interakteeruge üksteisega, näiteks KCl ja H 2 SO 4 (lahjendatud), NaNO 3 ja H 2 SO 4 (lahjendatud), K 2 SO 4 ja HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 ja H2CO3, CH3COOK ja H2CO3;
b) mõnel juhul tõrjub nõrgem hape soolast välja tugevama:
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4
3AgNO 3 (dil) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.
Sellised reaktsioonid on võimalikud, kui tekkivate soolade sade ei lahustu saadud lahjendatud tugevates hapetes (H2SO4 ja HNO3);
c) tugevates hapetes lahustumatute sademete moodustumisel võib tekkida reaktsioon tugeva happe ja mõne muu tugeva happe poolt moodustatud soola vahel:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
Näide 7.2. Märkige rida, mis sisaldab H 2 SO 4-ga (lahjendatud) reageerivate ainete valemeid.
1) Zn, A1203, KCl (p-p); 3) NaNO3 (p-p), Na2S, NaF 2) Cu(OH)2, K2CO3, Ag; 4) Na2SO3, Mg, Zn(OH)2.
Lahendus. Kõik 4. rea ained interakteeruvad H2SO4-ga (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
Rea 1) reaktsioon KCl-ga (p-p) ei ole teostatav, reas 2) - Ag-ga, reas 3) - NaNO 3-ga (p-p).
Vastus: 4).
6. Kontsentreeritud väävelhape käitub reaktsioonides sooladega väga spetsiifiliselt. See on mittelenduv ja termiliselt stabiilne hape, seetõttu tõrjub see tahketest (!) sooladest välja kõik tugevad happed, kuna need on lenduvamad kui H2SO4 (konts.):
KCl (tv) + H 2 SO 4 (konts.) KHS04 + HCl
2KCl (s) + H2SO4 (konts.) K2SO4 + 2HCl
Tugevate hapete (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) moodustunud soolad reageerivad ainult kontsentreeritud väävelhappega ja ainult tahkes olekus
Näide 7.3. Erinevalt lahjendatud väävelhappest reageerib kontsentreeritud väävelhape:
3) KNO 3 (tv);
Lahendus. Mõlemad happed reageerivad KF, Na 2 CO 3 ja Na 3 PO 4-ga ning ainult H 2 SO 4 (konts.) reageerib KNO 3 (tahke ainega).
Vastus: 3).
Hapete tootmise meetodid on väga mitmekesised.
Anoksiidhapped saada:
- vastavate gaaside lahustamisel vees:
HCl (g) + H2O (l) → HCl (p-p)
H2S (g) + H2O (l) → H2S (lahus)
- sooladest väljatõrjumisel tugevamate või vähem lenduvate hapetega:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
KCl (tv) + H2SO4 (konts.) = KHS04 + HCl
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3
Hapnikku sisaldavad happed saada:
- lahustades vastavad happelised oksiidid vees, samal ajal kui hapet moodustava elemendi oksüdatsiooniaste oksiidis ja happes jääb samaks (välja arvatud NO 2):
N2O5 + H2O = 2HNO3
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
P2O5 + 3H2O2H3PO4
- mittemetallide oksüdeerimine oksüdeerivate hapetega:
S + 6HNO3 (konts.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
- tugeva happe asendamisega teise tugeva happe soolalt (kui sadestub tekkinud hapetes lahustumatu sade):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (lahjendatud) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
- asendades lenduva happe selle sooladest vähem lenduva happega.
Sel eesmärgil kasutatakse kõige sagedamini mittelenduvat, termiliselt stabiilset kontsentreeritud väävelhapet:
NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (konts.) NaHS04 + HNO 3
KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (konts.) KHSO 4 + HClO 4
- nõrgema happe väljatõrjumine selle sooladest tugevama happega:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4
NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2
K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓
Need on ained, mis lahuses dissotsieeruvad, moodustades vesinikioone.
Happed klassifitseeritakse nende tugevuse, aluselisuse ja hapniku olemasolu või puudumise järgi happes.
Tugevuse järgihapped jagunevad tugevateks ja nõrkadeks. Kõige olulisemad tugevad happed on lämmastik HNO 3, väävel-H2SO4 ja vesinikkloriid-HCl.
Vastavalt hapniku olemasolule eristada hapnikku sisaldavaid happeid ( HNO3, H3PO4 jne) ja hapnikuvabad happed ( HCl, H2S, HCN jne).
Põhimõtteliselt, st. Vastavalt vesinikuaatomite arvule happemolekulis, mida saab soola moodustamiseks asendada metalliaatomitega, jagatakse happed ühealuselisteks (näiteks HNO 3, HCl), kahealuseline (H 2 S, H 2 SO 4), kolmealuseline (H 3 PO 4) jne.
Hapnikuvabade hapete nimetused on tuletatud mittemetalli nimest, millele on lisatud lõpp -vesinik: HCl - vesinikkloriidhape, H2S e - hüdroseleenhape, HCN - vesiniktsüaniidhape.
Hapnikku sisaldavate hapete nimetused on samuti moodustatud vastava elemendi venekeelsest nimetusest, millele on lisatud sõna “hape”. Sel juhul lõpeb happe nimi, milles element on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes, näiteks sõnadega "naya" või "ova". H2SO4 - väävelhape, HClO4 - perkloorhape, H3AsO4 - arseenhape. Hapet moodustava elemendi oksüdatsiooniastme vähenemisega muutuvad lõpud järgmises järjestuses: "ovaalne" ( HClO3 - perkloorhape), "tahke" ( HClO2 - kloorhape), "munakujuline" ( H O Cl - hüpokloorhape). Kui element moodustab happeid, olles ainult kahes oksüdatsiooniastmes, siis elemendi madalaimale oksüdatsiooniastmele vastava happe nimi saab lõpu "iste" ( HNO3 - lämmastikhape, HNO2 - dilämmastikhape).
Tabel – Olulisemad happed ja nende soolad
|
Hape |
Vastavate normaalsoolade nimetused |
|
|
Nimi |
Valem |
|
|
Lämmastik |
HNO3 |
Nitraadid |
|
Lämmastikku sisaldav |
HNO2 |
Nitritid |
|
Boor (ortoboor) |
H3BO3 |
Boraadid (ortoboraadid) |
|
Hüdrobroomiline |
Bromiidid |
|
|
Hüdrojodiid |
Jodiidid |
|
|
Räni |
H2SiO3 |
Silikaadid |
|
Mangaan |
HMnO4 |
Permanganaadid |
|
Metafosforne |
HPO 3 |
Metafosfaadid |
|
Arseen |
H3AsO4 |
Arsenaadid |
|
Arseen |
H3AsO3 |
Arseniidid |
|
Ortofosfor |
H3PO4 |
Ortofosfaadid (fosfaadid) |
|
Difosfor (pürofosfor) |
H4P2O7 |
Difosfaadid (pürofosfaadid) |
|
Dikroom |
H2Cr2O7 |
Dikromaadid |
|
Väävelhape |
H2SO4 |
Sulfaadid |
|
Väävlirikas |
H2SO3 |
Sulfitid |
|
Kivisüsi |
H2CO3 |
Karbonaadid |
|
Fosfor |
H3PO3 |
Fosfiidid |
|
Vesinikfluoriid (fluoriid) |
Fluoriidid |
|
|
Vesinikkloriid (sool) |
Kloriidid |
|
|
Kloor |
HClO4 |
Perkloraadid |
|
Klooriline |
HClO3 |
Kloraadid |
|
Hüpokloorne |
HClO |
Hüpokloritid |
|
Chrome |
H2CrO4 |
Kromaadid |
|
Vesiniktsüaniid (tsüaniid) |
Tsüaniid |
|
Hapete saamine
1. Hapnikuvabu happeid võib saada mittemetallide otsesel kombineerimisel vesinikuga:
H2 + Cl2 → 2HCl,
H2 + S H2S.
2. Hapnikku sisaldavaid happeid võib sageli saada happeoksiidide otsesel kombineerimisel veega:
SO3 + H2O = H2SO4,
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,
P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3.
3. Nii hapnikuvabu kui ka hapnikku sisaldavaid happeid võib saada soolade ja teiste hapete vaheliste vahetusreaktsioonidega:
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2 HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.
4. Mõnel juhul saab hapete tootmiseks kasutada redoksreaktsioone:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.
Hapete keemilised omadused
1. Hapete kõige iseloomulikum keemiline omadus on nende võime reageerida alustega (samuti aluseliste ja amfoteersete oksiididega), moodustades sooli, näiteks:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,
2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O.
2. Võimalus suhelda mõnede metallidega pingereas kuni vesinikuni vesiniku vabanemisega:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
2Al + 6HCl = 2AICl3 + 3H2.
3. Sooladega, kui moodustub vähelahustuv sool või lenduv aine:
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2,
2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2+ 2H 2O.
Pange tähele, et mitmealuselised happed dissotsieeruvad järk-järgult ja dissotsiatsiooni lihtsus igas etapis väheneb; seetõttu moodustuvad mitmealuseliste hapete puhul keskmiste soolade asemel sageli happelised soolad (reageeriva happe liia korral):
Na2S + H3PO4 = Na2HPO4 + H2S,
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.
4. Happe-aluse interaktsiooni erijuhtum on hapete reaktsioon indikaatoritega, mis toob kaasa värvimuutuse, mida on pikka aega kasutatud hapete kvalitatiivseks tuvastamiseks lahustes. Niisiis muudab lakmus värvi happelises keskkonnas punaseks.
5. Kuumutamisel lagunevad hapnikku sisaldavad happed oksiidiks ja veeks (eelistatavalt vett eemaldava aine juuresolekul P2O5):
H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3,
H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2.
M.V. Andriukhova, L.N. Borodina