Happed on keemilised ühendid, mis on võimelised loovutama elektriliselt laetud vesinikiooni (katiooni) ja vastu võtma ka kahte interakteeruvat elektroni, mille tulemusena moodustub kovalentne side.
Selles artiklis vaatleme peamisi happeid, mida õpitakse keskkooli keskastmes, ning saame teada ka palju huvitavaid fakte mitmesuguste hapete kohta. Alustame.
Happed: tüübid
Keemias on palju erinevaid happeid, millel on väga erinevad omadused. Keemikud eristavad happeid nende hapnikusisalduse, lenduvuse, vees lahustuvuse, tugevuse, stabiilsuse ja selle järgi, kas nad kuuluvad orgaaniliste või anorgaaniliste keemiliste ühendite klassi. Selles artiklis vaatleme tabelit, mis esitab kõige kuulsamad happed. Tabel aitab teil meeles pidada happe nime ja selle keemilist valemit.
Nii et kõik on selgelt nähtav. See tabel esitab keemiatööstuse kuulsaimad happed. Tabel aitab teil nimesid ja valemeid palju kiiremini meelde jätta.
Vesiniksulfiidhape
H2S on vesiniksulfiidhape. Selle eripära seisneb selles, et see on ka gaas. Vesiniksulfiid lahustub vees väga halvasti ja interakteerub ka paljude metallidega. Vesiniksulfiidhape kuulub "nõrkade hapete" rühma, mille näiteid käsitleme selles artiklis.
H 2 S on kergelt magusa maitsega ja ka väga tugeva mädamuna lõhnaga. Looduses võib seda leida looduslikes või vulkaanilistes gaasides, samuti eraldub see valkude lagunemisel.
Hapete omadused on väga mitmekesised, isegi kui hape on tööstuses asendamatu, võib see olla inimeste tervisele väga kahjulik. See hape on inimestele väga mürgine. Väikese koguse vesiniksulfiidi sissehingamisel tekib inimesel peavalu, tugev iiveldus ja pearinglus. Kui inimene hingab sisse suures koguses H 2 S, võib see põhjustada krampe, koomat või isegi kohest surma.
Väävelhape
H 2 SO 4 on tugev väävelhape, millega lapsed tutvuvad keemiatundides 8. klassis. Keemilised happed nagu väävelhape on väga tugevad oksüdeerivad ained. H 2 SO 4 toimib paljude metallide, aga ka aluseliste oksiidide oksüdeeriva ainena.
H 2 SO 4 põhjustab kokkupuutel naha või riietega keemilisi põletusi, kuid see ei ole nii mürgine kui vesiniksulfiid.
Lämmastikhape
Tugevad happed on meie maailmas väga olulised. Selliste hapete näited: HCl, H2SO4, HBr, HNO3. HNO 3 on hästi tuntud lämmastikhape. See on leidnud laialdast rakendust nii tööstuses kui ka põllumajanduses. Seda kasutatakse erinevate väetiste valmistamiseks, ehetes, fotode trükkimisel, ravimite ja värvainete tootmisel, aga ka sõjatööstuses.
Keemilised happed nagu lämmastikhape on organismile väga kahjulikud. HNO 3 aurud jätavad haavandeid, põhjustavad ägedat põletikku ja hingamisteede ärritust.
Lämmastikhape
Lämmastikhapet aetakse sageli segi lämmastikhappega, kuid nende vahel on erinevus. Fakt on see, et see on palju nõrgem kui lämmastik, sellel on täiesti erinevad omadused ja mõju inimkehale.
HNO 2 on leidnud laialdast rakendust keemiatööstuses.
Vesinikfluoriidhape
Vesinikfluoriidhape (või vesinikfluoriid) on H 2 O lahus HF-ga. Happe valem on HF. Vesinikfluoriidhapet kasutatakse alumiiniumitööstuses väga aktiivselt. Seda kasutatakse silikaatide lahustamiseks, räni ja silikaatklaasi söövitamiseks.
Vesinikfluoriid on inimorganismile väga kahjulik ja olenevalt kontsentratsioonist võib olla kerge narkootiline aine. Nahaga kokkupuutel esialgu muutusi ei toimu, kuid mõne minuti pärast võib tekkida terav valu ja keemiline põletus. Vesinikfluoriidhape on keskkonnale väga kahjulik.
Vesinikkloriidhape
HCl on vesinikkloriid ja tugev hape. Vesinikkloriid säilitab tugevate hapete rühma kuuluvate hapete omadused. Hape on välimuselt läbipaistev ja värvitu, kuid õhu käes suitseb. Vesinikkloriidi kasutatakse laialdaselt metallurgia- ja toiduainetööstuses.
See hape põhjustab keemilisi põletusi, kuid silma sattumine on eriti ohtlik.
Fosforhappe
Fosforhape (H 3 PO 4) on oma omadustelt nõrk hape. Kuid ka nõrkadel hapetel võivad olla tugevate hapete omadused. Näiteks H 3 PO 4 kasutatakse tööstuses raua taastamiseks roostest. Lisaks kasutatakse fosfor- (või ortofosfor-)hapet laialdaselt põllumajanduses – sellest valmistatakse palju erinevaid väetisi.
Hapete omadused on väga sarnased - peaaegu igaüks neist on inimkehale väga kahjulik, H 3 PO 4 pole erand. Näiteks põhjustab see hape ka tõsiseid keemilisi põletusi, ninaverejooksu ja hammaste lõhenemist.
Süsinikhape
H2CO3 on nõrk hape. See saadakse CO 2 (süsinikdioksiid) lahustamisel H 2 O (vesi). Süsinikhapet kasutatakse bioloogias ja biokeemias.
Erinevate hapete tihedus
Hapete tihedus on keemia teoreetilises ja praktilises osas olulisel kohal. Teades tihedust, saate määrata konkreetse happe kontsentratsiooni, lahendada keemilise arvutuse ülesandeid ja lisada reaktsiooni lõpuleviimiseks õige koguse hapet. Mis tahes happe tihedus muutub sõltuvalt kontsentratsioonist. Näiteks mida suurem on kontsentratsiooni protsent, seda suurem on tihedus.
Hapete üldised omadused
Absoluutselt kõik happed on (see tähendab, et need koosnevad mitmest perioodilisuse tabeli elemendist) ja nende koostises on tingimata H (vesinik). Järgmisena vaatame, millised on tavalised:
- Kõik hapnikku sisaldavad happed (mille valemis on O) moodustavad lagunemisel vett, samuti lagunevad hapnikuvabad happed lihtsateks aineteks (näiteks 2HF laguneb F 2-ks ja H2-ks).
- Oksüdeerivad happed reageerivad kõigi metallide aktiivsussarja metallidega (ainult nendega, mis asuvad H vasakul).
- Nad suhtlevad erinevate sooladega, kuid ainult nendega, mis tekkisid veelgi nõrgema happe mõjul.
Happed erinevad üksteisest järsult oma füüsikaliste omaduste poolest. Lõppude lõpuks võib neil olla lõhn või mitte ning need võivad olla ka erinevates füüsikalistes olekutes: vedelad, gaasilised ja isegi tahked. Tahkeid happeid on väga huvitav uurida. Selliste hapete näited: C2H204 ja H3BO3.
Keskendumine
Kontsentratsioon on väärtus, mis määrab mis tahes lahuse kvantitatiivse koostise. Näiteks peavad keemikud sageli määrama, kui palju puhast väävelhapet on lahjendatud happes H 2 SO 4. Selleks valavad nad väikese koguse lahjendatud hapet mõõtetopsi, kaaluvad ja määravad tihedusdiagrammi abil kontsentratsiooni. Hapete kontsentratsioon on tihedalt seotud tihedusega, sageli tekivad kontsentratsiooni määramisel arvutusülesanded, kus tuleb määrata puhta happe protsent lahuses.
Kõikide hapete klassifitseerimine H-aatomite arvu järgi nende keemilises valemis
Üks populaarsemaid klassifikatsioone on kõigi hapete jagamine ühealuselisteks, kahealuselisteks ja vastavalt kolmealuselisteks hapeteks. Ühealuseliste hapete näited: HNO 3 (lämmastik), HCl (vesinikkloriid), HF (vesinikfluoriidhape) jt. Neid happeid nimetatakse ühealuselisteks, kuna need sisaldavad ainult ühte H-aatomit. Selliseid happeid on palju, absoluutselt kõiki on võimatu meeles pidada. Peate lihtsalt meeles pidama, et happed klassifitseeritakse vastavalt H-aatomite arvule nende koostises. Kahealuselisi happeid defineeritakse sarnaselt. Näited: H 2 SO 4 (väävel), H 2 S (vesiniksulfiid), H 2 CO 3 (kivisüsi) ja teised. Kolmealuseline: H 3 PO 4 (fosforhape).
Hapete põhiklassifikatsioon
Üks populaarsemaid hapete klassifikatsioone on nende jaotus hapnikku sisaldavateks ja hapnikuvabadeks. Kuidas jätta aine keemilist valemit teadmata meelde, et tegemist on hapnikku sisaldava happega?
Kõigil hapnikuvabadel hapetel puudub oluline element O – hapnik, kuid H-d on neis. Seetõttu on nende nimetuses alati küljes sõna “vesinik”. HCl on H2S-vesiniksulfiid.
Kuid võite kirjutada ka valemi, mis põhineb hapet sisaldavate hapete nimetustel. Näiteks kui aines on O-aatomite arv 4 või 3, siis lisatakse nimele alati järelliide -n- ja ka lõpp -aya-:
- H2SO4 - väävel (aatomite arv - 4);
- H 2 SiO 3 - räni (aatomite arv - 3).
Kui ainel on vähem kui kolm hapnikuaatomit või kolm, kasutatakse nimes järelliidet -ist-:
- HNO 2 - lämmastik;
- H 2 SO 3 - väävel.
Üldised omadused
Kõik happed maitsevad hapukalt ja sageli kergelt metalselt. Kuid on ka teisi sarnaseid omadusi, mida me nüüd kaalume.
On aineid, mida nimetatakse indikaatoriteks. Indikaatorid muudavad oma värvi või värv jääb, kuid selle varjund muutub. See juhtub siis, kui indikaatoreid mõjutavad muud ained, näiteks happed.
Värvusemuutuse näide on selline tuttav toode nagu tee ja sidrunhape. Kui teele lisada sidrunit, hakkab tee tasapisi märgatavalt heledamaks muutuma. See on tingitud asjaolust, et sidrun sisaldab sidrunhapet.
Näiteid on teisigi. Neutraalses keskkonnas lilla värvusega lakmus muutub vesinikkloriidhappe lisamisel punaseks.
Kui pinged on pingereas enne vesinikku, eralduvad gaasimullid - H. Kui aga metall, mis on pingereas pärast H, asetatakse katseklaasi koos happega, siis reaktsiooni ei toimu, ei toimu. gaasi eraldumine. Seega ei reageeri vask, hõbe, elavhõbe, plaatina ja kuld hapetega.
Selles artiklis uurisime kõige kuulsamaid keemilisi happeid, samuti nende peamisi omadusi ja erinevusi.
Happed on kompleksained, mille molekulid sisaldavad vesinikuaatomeid, mida saab asendada või asendada metalliaatomite ja happejäägiga.
Lähtuvalt hapniku olemasolust või puudumisest molekulis jagatakse happed hapnikku sisaldavateks(H 2 SO 4 väävelhape, H 2 SO 3 väävelhape, HNO 3 lämmastikhape, H 3 PO 4 fosforhape, H 2 CO 3 süsihape, H 2 SiO 3 ränihape) ja hapnikuvaba(HF vesinikfluoriidhape, HCl vesinikkloriidhape (vesinikkloriidhape), HBr vesinikbromiidhape, HI vesinikjodiidhape, H 2 S vesiniksulfiidhape).
Sõltuvalt vesinikuaatomite arvust happemolekulis on happed ühealuselised (1 H aatomiga), kahealuselised (2 H aatomiga) ja kolmealuselised (3 H aatomiga). Näiteks lämmastikhape HNO 3 on ühealuseline, kuna selle molekul sisaldab ühte vesinikuaatomit, väävelhapet H 2 SO 4 – kahealuseline jne.
On väga vähe anorgaanilisi ühendeid, mis sisaldavad nelja vesinikuaatomit, mida saab asendada metalliga.
Happemolekuli vesinikuta osa nimetatakse happejäägiks.
Happejäägid võivad koosneda ühest aatomist (-Cl, -Br, -I) - need on lihtsad happelised jäägid või võivad koosneda aatomite rühmast (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - need on komplekssed jäägid.
Vesilahustes ei hävine vahetus- ja asendusreaktsioonide käigus happelised jäägid:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Sõna anhüdriid tähendab veevaba, st hapet ilma veeta. Näiteks,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoksiidhapetel ei ole anhüdriide.
Happed on saanud oma nime hapet moodustava elemendi (hapet moodustava aine) nimest, millele on lisatud lõpud "naya" ja harvem "vaya": H 2 SO 4 - väävel; H 2 SO 3 – kivisüsi; H 2 SiO 3 – räni jne.
Element võib moodustada mitu hapnikhapet. Sel juhul on hapete nimedes näidatud lõpud siis, kui elemendil on kõrgem valents (happemolekul sisaldab palju hapnikuaatomeid). Kui elemendi valents on madalam, on happe nime lõpp "tühi": HNO 3 - lämmastik, HNO 2 - lämmastik.
Happeid saab anhüdriidide lahustamisel vees. Kui anhüdriidid on vees lahustumatud, võib happe saada teise tugevama happe toimel vajaliku happe soolale. See meetod on tüüpiline nii hapniku kui ka hapnikuvabade hapete jaoks. Hapnikuvabu happeid saadakse ka otsesel sünteesil vesinikust ja mittemetallist, millele järgneb saadud ühendi lahustamine vees:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Saadud gaasiliste ainete HCl ja H 2 S lahused on happed.
Normaalsetes tingimustes eksisteerivad happed nii vedelas kui ka tahkes olekus.
Hapete keemilised omadused
Happelahused toimivad indikaatoritel. Kõik happed (välja arvatud ränihape) lahustuvad vees hästi. Spetsiaalsed ained - indikaatorid võimaldavad teil määrata happe olemasolu.
Indikaatorid on keerulise struktuuriga ained. Nad muudavad värvi sõltuvalt nende koostoimest erinevate kemikaalidega. Neutraalsetes lahustes on neil üks värv, aluste lahustes on neil teine värv. Happega suheldes muudavad nad oma värvi: metüüloranži indikaator muutub punaseks ja lakmusindikaator samuti punaseks.
Suhelge alustega vee ja soola moodustumisega, mis sisaldab muutumatut happejääki (neutraliseerimisreaktsioon):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Suhelge alusoksiididega koos vee ja soola moodustumisega (neutraliseerimisreaktsioon). Sool sisaldab neutraliseerimisreaktsioonis kasutatud happe happejääki:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Suhelge metallidega.
Et happed saaksid metallidega suhelda, peavad olema täidetud teatud tingimused:
1. metall peab olema hapete suhtes piisavalt aktiivne (metallide aktiivsusreas peab see paiknema enne vesinikku). Mida rohkem vasakul on metall tegevusreas, seda intensiivsemalt interakteerub see hapetega;
2. hape peab olema piisavalt tugev (st võimeline loovutama vesinikioone H +).
Happe keemilise reaktsiooni korral metallidega moodustub sool ja eraldub vesinik (välja arvatud metallide interaktsioon lämmastik- ja kontsentreeritud väävelhappega):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Kas teil on endiselt küsimusi? Kas soovite hapete kohta rohkem teada?
Juhendajalt abi saamiseks registreeruge.
Esimene tund on tasuta!
veebisaidil, materjali täielikul või osalisel kopeerimisel on vajalik link allikale.
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 |
Normaaltingimustes 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 teada 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 pole 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 ↓
| 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.
Kui olete huvitatud mitte ainult soolade nomenklatuurist, vaid ka nende valmistamismeetoditest ja keemilistest omadustest, soovitan teil tutvuda keemia teatmeraamatu vastavate jaotistega: "
|
Pealkirjad |
||
|
Meta-alumiinium |
Metaaluminaat |
|
|
Metaarsenic |
Metaarsenate |
|
|
Ortoarseen |
Ortoarsenaat |
|
|
Metaarsenic |
Metaarsenite |
|
|
Orthoarsenical |
Ortoarseniit |
|
|
Metaborn |
Metaboratsioon |
|
|
Ortoboorne |
Ortoboraat |
|
|
Neljakordne |
Tetraboraat |
|
|
Vesinikbromiid | ||
|
broomitud |
Hüpobromiit |
|
|
Bromooniline | ||
|
Ant | ||
|
Äädikas | ||
|
Vesiniktsüaniid | ||
|
Kivisüsi |
Karbonaat |
|
|
Hapuoblikas | ||
|
Vesinikkloriid | ||
|
Hüpokloorne |
Hüpoklorit |
|
|
kloriid | ||
|
Klooriline | ||
|
Perkloraat |
||
|
Metakroomne |
Metakromiit |
|
|
Chrome | ||
|
Kahe kroomiga |
Dikromaat |
|
|
Vesinikjodiid | ||
|
Joodi sisaldav |
Hüpoiodiit |
|
|
Jood | ||
|
Periodat |
||
|
Mangaan |
Permanganaat |
|
|
Mangaan |
Manganat |
|
|
Molübdeen |
Molübdaat |
|
|
Vesinikasiid (vesiniklämmastik) | ||
|
Lämmastikku sisaldav | ||
|
Metafosforne |
Metafosfaat |
|
|
Ortofosfor |
Ortofosfaat |
|
|
Difosfor (pürofosfor) |
Difosfaat (pürofosfaat) |
|
|
Fosfor | ||
|
Fosfor |
Hüpofosfit |
|
|
Vesiniksulfiid | ||
|
Rhodane vesinik | ||
|
Väävlirikas | ||
|
Tioväävel |
Tiosulfaat |
|
|
Kaheväävliline (püroväävel) |
Disulfaat (pürosulfaat) |
|
|
Peroksoduväävel (superväävel) |
Peroksodisulfaat (persulfaat) |
|
|
Vesinikseleniid | ||
|
Selenistaya | ||
|
Seleen | ||
|
Räni | ||
|
Vanaadium | ||
|
Volfram |
volframaat |
|
soolad – ained, mida võib pidada happes olevate vesinikuaatomite asendamise produktiks metalliaatomite või aatomite rühmaga. Seal on 5 tüüpi sooli: keskmine (normaalne), happeline, aluseline, kahekordne, kompleksne, erinevad dissotsiatsiooni käigus tekkinud ioonide olemuse poolest.
1.Keskmised soolad on vesinikuaatomite täieliku asendamise saadused molekulis happed. Soola koostis: katioon - metalliioon, anioon - happejäägi ioon Na 2 CO 3 - naatriumkarbonaat
Na 3 PO 4 - naatriumfosfaat
Na3PO 4 = 3Na + + PO 4 3-
katiooni anioon
2. Happesoolad – vesinikuaatomite mittetäieliku asendamise saadused happemolekulis. Anioon sisaldab vesinikuaatomeid.
NaH 2 PO 4 = Na + + H 2 PO 4 -
Divesinikfosfaatkatiooni anioon
Happelised soolad toodavad ainult mitmealuselisi happeid, kui võetud aluse kogus on ebapiisav.
H2SO4 +NaOH=NaHS04 +H2O
vesiniksulfaat
Liigse leelise lisamisega saab happelise soola muuta keskkonnaks
NaHS04 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O
3. Aluselised soolad – aluse hüdroksiidioonide mittetäieliku asendamise saadused happejäägiga. Katioon sisaldab hüdroksorühma.
CuOHCl=CuOH + +Cl -
hüdroksokloriidi katiooni anioon
Aluselisi sooli saavad moodustada ainult polühappealused
(mitmeid hüdroksüülrühmi sisaldavad alused), kui nad interakteeruvad hapetega.
Cu(OH)2 + HCl=CuOHCl+H2O
Aluselise soola saate muuta keskmiseks soolaks, töödeldes seda happega:
CuOHCl+HCl=CuCl2+H2O
4. Topeltsoolad – need sisaldavad mitme metalli katioone ja ühe happe anioone
KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
kaaliumalumiiniumsulfaat
Iseloomulikud omadused Kõiki arvesse võetud soolade tüüpe on: vahetusreaktsioonid hapete, leeliste ja üksteisega.
Soolade nimetamiseks kasutada vene ja rahvusvahelist nomenklatuuri.
Soola venekeelne nimetus koosneb happe nimetusest ja metalli nimetusest: CaCO 3 – kaltsiumkarbonaat.
Happeliste soolade jaoks lisatakse "hapu" lisand: Ca(HCO 3) 2 - happeline kaltsiumkarbonaat. Peamiste soolade nimetamiseks lisage “aluseline”: (СuOH) 2 SO 4 – aluseline vasksulfaat.
Kõige levinum on rahvusvaheline nomenklatuur. Soola nimetus selle nomenklatuuri järgi koosneb aniooni nimest ja katiooni nimetusest: KNO 3 - kaaliumnitraat. Kui metallil on ühendis erinev valents, märgitakse see sulgudes: FeSO 4 - raudsulfaat (III).
Hapnikku sisaldavate hapete soolade puhul lisatakse nimetusele järelliide “at”, kui hapet moodustav element on kõrgema valentsiga: KNO 3 – kaaliumnitraat; järelliide “see”, kui hapet moodustav element on madalama valentsiga: KNO 2 - kaaliumnitrit. Juhtudel, kui hapet moodustav element moodustab happeid rohkem kui kahes valentsolekus, kasutatakse alati järelliidet “at”. Veelgi enam, kui sellel on suurem valents, lisatakse eesliide "per". Näiteks: KClO 4 – kaaliumperkloraat. Kui hapet moodustav element moodustab madalama valentsi, kasutatakse järelliidet “see”, millele on lisatud eesliide “hypo”. Näiteks: KClO – kaaliumhüpoklorit. Erinevat kogust vett sisaldavate hapetega moodustunud soolade puhul lisatakse eesliited “meta” ja “orto”. Näiteks: NaPO 3 - naatriummetafosfaat (metafosforhappe sool), Na 3 PO 4 - naatriumortofosfaat (ortofosforhappe sool). Happelise soola nimetusse lisatakse eesliide "hüdro". Näiteks: Na 2 HPO 4 – naatriumvesinikfosfaat (kui anioonil on üks vesinikuaatom) ja eesliide “hüdro” kreeka numbriga (kui vesinikuaatomeid on rohkem kui üks) – NaH 2 PO 4 – naatriumdivesinikfosfaat. Peamiste soolade nimedesse lisatakse eesliide “hüdrokso”. Näiteks: FeOHCl – raudhüdroksükloriid (I).
5. Komplekssoolad – ühendid, mis dissotsiatsioonil moodustavad kompleksioone (laetud komplekse). Komplekssete ioonide kirjutamisel on tavaks panna need nurksulgudesse. Näiteks:
Ag(NH 3) 2 Cl = Ag(NH 3) 2 + + Cl -
K 2 PtCl 6 = 2K + + PtCl 6 2-
A. Werneri väljapakutud ideede kohaselt on keerulises seoses sise- ja välissfäär. Nii näiteks koosneb vaadeldavate kompleksühendite sisesfäär kompleksioonidest Ag(NH 3) 2 + ja PtCl 6 2- ning välimine sfäär on vastavalt Cl - ja K +. Sisemise sfääri keskaatomit või iooni nimetatakse kompleksimoodustajaks. Kavandatud ühendites on need Ag +1 ja Pt +4. Kompleksi moodustava aine ümber koordineeritud vastasmärgiga molekulid või ioonid on ligandid. Vaadeldavates ühendites on need 2NH 3 0 ja 6Cl -. Kompleksse iooni ligandide arv määrab selle koordinatsiooniarvu. Kavandatud ühendites võrdub see vastavalt 2 ja 6-ga.
Komplekse eristab elektrilaengu märk
1.Katioonne (koordinatsioon neutraalsete molekulide positiivse iooni ümber):
Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2 -1; Al +3 (H 2 O 0) 6 Cl 3 -1
2.Anioonsed (koordinatsioon positiivses oksüdatsiooniastmes kompleksimoodustaja ja negatiivse oksüdatsiooniastmega ligandi ümber):
K 2 +1 Be +2 F 4 -1 ; K 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6
3. Neutraalsed kompleksid – välissfäärita kompleksühendidPt + (NH 3 0) 2 Cl 2 - 0. Erinevalt anioonsete ja katioonsete kompleksidega ühenditest ei ole neutraalsed kompleksid elektrolüüdid.
Kompleksühendite dissotsiatsioon nimetatakse sise- ja välissfääriks esmane . See toimib peaaegu täielikult nagu tugevad elektrolüüdid.
Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4 +2 + 2Cl ─
K 3 Fe(CN) 6 → 3 K + +Fe(CN) 6 3 ─
Kompleks ioon (laetud kompleks) kompleksühendis moodustab sisemise koordinatsioonisfääri, ülejäänud ioonid välissfääri.
Kompleksühendis K 3 on kompleksi moodustavast ainest - Fe 3+ ioonist ja ligandidest - CN ─ ioonidest koosnev kompleksioon 3- ühendi sisesfäär ja K + ioonid moodustavad välissfääri.
Kompleksi sisesfääris paiknevad ligandid seotakse kompleksi moodustava ainega palju tihedamalt ja nende eliminatsioon dissotsiatsiooni käigus toimub vaid vähesel määral. Kompleksühendi sisesfääri pöörduvat dissotsiatsiooni nimetatakse teisejärguline .
Fe(CN) 6 3 ─ Fe 3+ + 6CN ─
Kompleksi sekundaarne dissotsiatsioon toimub vastavalt nõrkade elektrolüütide tüübile. Kompleksiooni dissotsiatsioonil tekkinud osakeste laengute algebraline summa on võrdne kompleksi laenguga.
Keeruliste ühendite ja ka tavaliste ainete nimetused on moodustatud katioonide venekeelsetest ja anioonide ladinakeelsetest nimedest; nii nagu tavalistes ainetes, nimetatakse kompleksühendites esimest aniooniks. Kui anioon on kompleksne, moodustatakse selle nimi ligandide nimedest, mille lõpp on "o" (Cl - - kloro, OH - - hüdrokso jne) ja kompleksimoodustaja ladinakeelsest nimetusest järelliitega "at" ; ligandide arv on nagu tavaliselt näidatud vastava numbriga. Kui kompleksimoodustaja on element, millel on muutuv oksüdatsiooniaste, on oksüdatsiooniastme arvväärtus, nagu tavaliste ühendite nimedes, tähistatud sulgudes oleva rooma numbriga.
Näide: kompleksse aniooniga kompleksühendite nimetused.
K 3 – kaaliumheksatsüanoferraat (III)
Komplekssed katioonid sisaldavad enamikul juhtudel ligandidena vee H 2 O neutraalseid molekule, mida nimetatakse "aqua" või ammoniaagi NH 3, mida nimetatakse "ammiiniks". Esimesel juhul nimetatakse kompleksseid katioone veekompleksideks, teisel - ammoniaagiks. Komplekskatiooni nimi koosneb ligandide nimest, mis näitab nende arvu, ja kompleksimoodustaja venekeelsest nimetusest koos selle oksüdatsiooniastme näidatud väärtusega, kui see on vajalik.
Näide: kompleksse katiooniga kompleksühendite nimetused.
Cl 2 – tetramiintsinkkloriid
Hoolimata nende stabiilsusest võivad kompleksid hävida reaktsioonides, mille käigus ligandid seotakse veelgi stabiilsemateks nõrgalt dissotsieeruvateks ühenditeks.
Näide: Hüdroksokompleksi hävitamine happe toimel nõrgalt dissotsieeruvate H 2 O molekulide moodustumise tõttu.
K 2 + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + ZnSO 4 + 2H 2 O.
Kompleksühendi nimi need algavad sisesfääri koostise näitamisega, seejärel nimetavad keskaatomit ja selle oksüdatsiooniastet.
Sisemises sfääris nimetatakse anioonid esmalt, lisades ladinakeelsele nimele lõppu “o”.
F -1 - fluoro Cl - - kloroCN - - tsüanoSO 2 -2 -sulfito
OH - - hüdroksoNO 2 - - nitrito jne.
Siis nimetatakse neutraalseid ligande:
NH 3 – ammin H 2 O – vesi
Ligandide arv on tähistatud kreeka numbritega:
I – mono (tavaliselt ei ole märgitud), 2 – di, 3 – kolm, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Järgmisena liigume edasi keskaatomi (kompleksi moodustava aine) nimetuse juurde. Arvesse võetakse järgmist:
Kui kompleksimoodustaja on katiooni osa, kasutatakse elemendi venekeelset nimetust ja selle oksüdatsiooniaste on näidatud sulgudes rooma numbritega;
Kui kompleksimoodustaja on osa anioonist, kasutatakse elemendi ladinakeelset nimetust, selle ette näidatakse selle oksüdatsiooniaste ja lõppu lisatakse lõpp “at”.
Pärast sisesfääri tähistamist on näidatud välissfääris asuvad katioonid või anioonid.
Kompleksühendi nimetuse moodustamisel tuleb meeles pidada, et selle koostises olevad ligandid võivad seguneda: elektriliselt neutraalsed molekulid ja laetud ioonid; või erinevat tüüpi laetud ioonid.
Ag +1 NH 3 2 Cl – diamiinhõbe (I)kloriid
K 3 Fe +3 CN 6 - heksatsüano (III) kaaliumferraat
NH 4 2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – dihüdroksotetrakloro(IV)ammooniumplatinaat
Pt +2 NH 3 2 Cl 2 -1 o - diamiindikloriid-plaatina x)
X) neutraalsetes kompleksides esitatakse kompleksimoodustaja nimetus nimetavas käändes