Kyseliny sú komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené alebo zamenené za atómy kovu a kyslý zvyšok.
Na základe prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule sa kyseliny delia na obsahujúce kyslík(H 2 SO 4 kyselina sírová, H 2 SO 3 kyselina sírová, HNO 3 kyselina dusičná, H 3 PO 4 kyselina fosforečná, H 2 CO 3 kyselina uhličitá, H 2 SiO 3 kyselina kremičitá) a bez kyslíka(HF kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková HCl (kyselina chlorovodíková), kyselina bromovodíková HBr, kyselina jodovodíková HI, kyselina hydrosulfidová H2S).
V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny sú kyseliny jednosýtne (s 1 atómom H), dvojsýtne (s 2 atómami H) a trojsýtne (s 3 atómami H). Napríklad kyselina dusičná HNO 3 je jednosýtna, pretože jej molekula obsahuje jeden atóm vodíka, kyselinu sírovú H 2 SO 4 – dibázický atď.
Existuje len veľmi málo anorganických zlúčenín obsahujúcich štyri atómy vodíka, ktoré možno nahradiť kovom.
Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva zvyšok kyseliny.
Kyslé zvyšky môžu pozostávať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I) - sú to jednoduché kyslé zvyšky, alebo môžu pozostávať zo skupiny atómov (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - ide o komplexné zvyšky.
Vo vodných roztokoch sa počas výmenných a substitučných reakcií nezničia kyslé zvyšky:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Slovo anhydrid znamená bezvodý, to znamená kyselinu bez vody. Napríklad,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoxické kyseliny neobsahujú anhydridy.
Kyseliny dostali svoj názov podľa názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorného činidla) s pridaním koncoviek „naya“ a menej často „vaya“: H 2 SO 4 - sírová; H 2 SO 3 – uhlie; H 2 SiO 3 – kremík a pod.
Prvok môže tvoriť niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade uvedené koncovky v názvoch kyselín budú vtedy, keď prvok vykazuje vyššiu mocnosť (molekula kyseliny obsahuje vysoký obsah atómov kyslíka). Ak prvok vykazuje nižšiu mocnosť, koncovka v názve kyseliny bude „prázdna“: HNO 3 - dusičná, HNO 2 - dusíkatá.
Kyseliny možno získať rozpustením anhydridov vo vode. Ak sú anhydridy nerozpustné vo vode, kyselinu je možné získať pôsobením inej silnejšej kyseliny na soľ požadovanej kyseliny. Táto metóda je typická pre kyslíkové aj bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkové kyseliny sa tiež získavajú priamou syntézou z vodíka a nekovu, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode:
H2 + Cl2 -> 2 HCl;
H2 + S → H2S.
Roztoky vzniknutých plynných látok HCl a H 2 S sú kyseliny.
Za normálnych podmienok existujú kyseliny v kvapalnom aj tuhom stave.
Chemické vlastnosti kyselín
Kyslé roztoky pôsobia na indikátory. Všetky kyseliny (okrem kyseliny kremičitej) sú vysoko rozpustné vo vode. Špeciálne látky - indikátory umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.
Indikátory sú látky komplexnej štruktúry. Menia farbu v závislosti od ich interakcie s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych roztokoch majú jednu farbu, v roztokoch báz majú inú farbu. Pri interakcii s kyselinou menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby sa zmení na červenú a indikátor lakmusu sa tiež zmení na červenú.
Interakcia so základňami s tvorbou vody a soli, ktorá obsahuje nezmenený zvyšok kyseliny (neutralizačná reakcia):
H2S04 + Ca(OH)2 → CaS04 + 2 H20.
Interakcia so zásaditými oxidmi s tvorbou vody a soli (neutralizačná reakcia). Soľ obsahuje kyslý zvyšok kyseliny, ktorá bola použitá v neutralizačnej reakcii:
H3P04 + Fe203 → 2 FeP04 + 3 H20.
Interakcia s kovmi.
Aby kyseliny interagovali s kovmi, musia byť splnené určité podmienky:
1. kov musí byť dostatočne aktívny vo vzťahu ku kyselinám (v rade aktivity kovov sa musí nachádzať pred vodíkom). Čím ďalej vľavo je kov v sérii aktivít, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;
2. kyselina musí byť dostatočne silná (t. j. schopná darovať vodíkové ióny H +).
Keď dôjde k chemickým reakciám kyseliny s kovmi, tvorí sa soľ a uvoľňuje sa vodík (okrem interakcie kovov s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;
Cu + 4HN03 → CuN03 + 2 N02 + 2 H20.
Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o kyselinách?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!
webová stránka, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na zdroj.
Kyslá chuť, vplyv na ukazovatele, elektrická vodivosť, interakcia s kovmi, zásadité a amfotérne oxidy, zásady a soli, tvorba esterov s alkoholmi – tieto vlastnosti sú spoločné pre anorganické a organické kyseliny.
1. Vo vode sa kyseliny disociujú na vodíkové katióny a anióny zvyškov kyselín, napr.
Kyslé roztoky menia farbu indikátorov: lakmus - na červenú, metyl oranžová - na ružovú, farba fenolftaleínu sa nemení.
2. Roztoky kyselín reagujú s kovmi, ktoré sú naľavo od vodíka v elektrochemickom rade napätia, za viacerých podmienok, z ktorých najdôležitejšia je tvorba rozpustnej soli v dôsledku reakcie. Vzhľadom na túto vlastnosť anorganických a organických kyselín zdôrazňujeme, že interakcia HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) s kovmi (tab. 19) prebieha odlišne, ale tieto vlastnosti týchto kyselín budú vysvetlené o niečo neskôr.
Tabuľka 19
Interakčné produkty
jednoduché látky s kyselinou dusičnou a sírovou
3. Anorganické a organické kyseliny interagujú so zásaditými a amfotérnymi oxidmi za predpokladu, že sa vytvorí rozpustná soľ:
4. Obe kyseliny reagujú so zásadami. Viacsýtne kyseliny môžu tvoriť intermediárne aj kyslé soli (sú to neutralizačné reakcie):
5. Reakcia medzi kyselinami a soľami nastáva iba vtedy, ak sa vytvorí plyn alebo zrazenina:
Interakcia kyseliny fosforečnej H2PO4 s vápencom sa zastaví v dôsledku tvorby nerozpustnej zrazeniny fosforečnanu vápenatého Ca3 (PO4)2 na jeho povrchu.
6. Estery tvoria nielen organické kyseliny podľa všeobecnej rovnice:
ale aj anorganické kyseliny, napríklad dusičná a sírová:
Podobná reakcia zahŕňajúca dve a tri hydroxylové skupiny celulózy pri jej nitrácii vedie k produkcii esterov: di- a trinitrocelulózy - látok nevyhnutných na výrobu bezdymového pušného prachu.
Zároveň majú špeciálne vlastnosti aj jednotliví zástupcovia minerálnych a organických kyselín.
Zvláštnosti vlastností dusičnej HNO 3 a koncentrovaných sírových H 2 SO 4 (konc.) kyselín sú dané tým, že pri interakcii s jednoduchými látkami (kovmi a nekovmi) nebudú oxidačnými činidlami H+ katióny, ale dusičnanové a síranové ióny. Je logické očakávať, že v dôsledku takýchto reakcií nevznikne vodík H2, ale získajú sa iné látky: nevyhnutne soľ a voda, ako aj jeden z produktov redukcie dusičnanových alebo síranových iónov v závislosti od koncentrácie. kyselín, poloha kovu v napäťovom rade a reakčné podmienky (teplota, stupeň mletia kovu atď.).
Treba poznamenať, že tretí produkt reakcie kovov s týmito kyselinami sa často tvorí v „bukete“ - zmesi s inými produktmi, ale prevládajúce produkty sme uviedli v tabuľke 19.
Tieto znaky chemického správania HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) názorne ilustrujú tézu teórie chemickej štruktúry o vzájomnom ovplyvňovaní atómov v molekulách látok. Vidno to aj na vlastnostiach organických kyselín, ako je kyselina octová a mravčia.
Kyselina octová CH 3 COOH, podobne ako ostatné karboxylové kyseliny, obsahuje vo svojej molekule uhľovodíkový radikál. V ňom sú možné reakcie nahradenia atómov vodíka atómami halogénu:
Pod vplyvom atómov halogénu v molekule kyseliny sa výrazne zvyšuje jej stupeň disociácie. Napríklad kyselina chlóroctová je takmer 100-krát silnejšia ako kyselina octová (prečo?).
Kyselina mravčia HCOOH na rozdiel od kyseliny octovej nemá vo svojej molekule uhľovodíkový radikál. Namiesto toho obsahuje atóm vodíka, a preto je to látka s dvojitou funkciou - kyselina aldehydová a na rozdiel od iných karboxylových kyselín dáva reakciu „strieborného zrkadla“:
Vzniknutá kyselina uhličitá H 2 CO 3 sa rozkladá na vodu a oxid uhličitý, ktorý sa v nadbytku amoniaku mení na hydrogenuhličitan amónny.
V úlohe 11 pokračuje téma chemických vlastností, tentoraz kyselinami a zásadami.
Teória k úlohe č. 11 OGE v chémii
Kyseliny
Pripomeniem ti to kyseliny sú chemické zlúčeniny, ktoré sa disociujú na protóny (H+). Príklady najjednoduchších kyselín sú chlorovodíková (HCl), sírová (H2SO4), dusičná (HNO3).
Dôvody
Dôvody rovnaké - látky, ktoré sa disociujú na hydroxidové ióny (OH-).
Najjednoduchšími príkladmi sú hydroxid draselný a hydroxid sodný (KOH a NaOH). Mimochodom, z nejakého dôvodu sa nazývajú žieravé. Tie totiž pri kontakte s pokožkou poriadne rozleptajú a štípu. Preto netreba podceňovať ich nebezpečenstvo.
Prejdime teda k zváženiu chemických vlastností týchto tried.
Chemické vlastnosti kyselín
Diskutovali sme o klasifikácii kyselín v. Pred ďalším štúdiom chemických vlastností odporúčam pripomenúť si klasifikáciu kyselín pre všeobecné pochopenie.
Poďme teda k vlastnostiam kyselín:
- reakcia so zásaditými oxidmi: Ako príklad je uvedená reakcia oxidu vápenatého s kyselinou chlorovodíkovou. Pri tejto reakcii sú produktmi soľ – chlorid vápenatý, ktorým sa v zľadovatených podmienkach sypú cesty a voda, ktorú pijeme každý deň.
- reakcia s amfotérnymi oxidmi napríklad oxid zinočnatý:
- reakcia kyselín s alkáliami sa nazýva neutralizácia. Ako príklad je uvedená reakcia hydroxidu sodného s kyselinou chlorovodíkovou, produktmi sú soľ (v tomto príklade kuchynská soľ) a voda.
- výmenné reakcie so soľami, ak výsledkom reakcie je tvorba nerozpustnej látky alebo plynu. Ako príklad je uvedená reakcia chloridu bárnatého s kyselinou sírovou, ktorej výsledkom je tvorba zrazeniny síranu bárnatého a prchavého chlorovodíka.
- reakcia s nerozpustnými zásadami napríklad hydroxid meďnatý s kyselinou sírovou:
- vytesnenie slabých kyselín z roztokov ich solí, napríklad soli kyseliny fosforečnej a kyseliny chlorovodíkovej:
- reakcia s kovmi, stojace v sérii napätí až po vodík - príkladom je reakcia horčíka s kyselinou chlorovodíkovou:
Chemické vlastnosti zásad
Pred štúdiom chemických vlastností zásad je užitočné pripomenúť si klasifikáciu zásad z.
Prejdime teda k analýze chemických vlastností báz:
- vyššie uvedená reakcia s kyselinami - neutralizačná reakcia
- reakcia s amfotérnymi zásadami napríklad hydroxid zinočnatý a hlinitý:
- reakcia s oxidmi kyselín s tvorbou soli a vody. Príklad - reakcia hydroxidu sodného s oxidom kremičitým (leptanie skla):
- výmenné reakcie so soľami ak sa tvorí sediment alebo plyn (amoniak). Príklad - reakcia hydroxidu bárnatého so síranom sodným:
Analýza typických možností úloh OGE v chémii
Prvá verzia úlohy
S kyselinou chlorovodíkovou reaguje:
- dusičnanu strieborného
- dusičnanu bárnatého
- striebro
- oxid kremičitý
Pozrime sa na každý prípad:
- Kyselina chlorovodíková a dusičnan strieborný. Pretože dusičnan strieborný je soľ, výmenná reakcia je možná, ak je reakčným produktom zrazenina alebo plyn. Produktom môže byť kyselina dusičná (rozpustná) a chlorid striebornýA (nerozpustné - biely syrový sediment ). To znamená, že reakcia je možná a odpoveď nám vyhovuje.
- Dusičnan bárnatý a kyselina chlorovodíková. Produkty tejto výmennej reakcie rozpustný (kyselina dusičná a chlorid bárnatý), tzv žiadna reakcia .
- Strieborná je teda v napäťovej sérii po vodíku nereaguje s neoxidačnými kyselinami A.
- oxid kremičitý - kyslý oxid A nereaguje s kyselinami .
Zásady, amfotérne hydroxidy
Zásady sú komplexné látky pozostávajúce z atómov kovov a jednej alebo viacerých hydroxylových skupín (-OH). Všeobecný vzorec je Me + y (OH) y, kde y je počet hydroxoskupín rovný oxidačnému stavu kovu Me. V tabuľke je uvedená klasifikácia báz.
Vlastnosti alkálií, hydroxidov alkalických kovov a kovov alkalických zemín
1. Vodné roztoky zásad sú na dotyk mydlové a menia farbu indikátorov: lakmusový - modrý, fenolftaleín - karmínový.
2. Vodné roztoky disociujú:
3. Interagovať s kyselinami a vstúpiť do výmennej reakcie:
Polykyselinové zásady môžu poskytovať stredné a zásadité soli:
4. Reagovať s kyslými oxidmi, pričom vzniká médium a kyslé soli v závislosti od zásaditosti kyseliny zodpovedajúcej tomuto oxidu:
5. Interakcia s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi:
a) fúzia:
b) v riešeniach:
6. Interakcia so soľami rozpustnými vo vode, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn:
Nerozpustné zásady (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 atď.) interagujú s kyselinami a pri zahrievaní sa rozkladajú:
Amfotérne hydroxidy
Amfotérne zlúčeniny sú zlúčeniny, ktoré v závislosti od podmienok môžu byť ako donory vodíkových katiónov a vykazovať kyslé vlastnosti, tak ich akceptory, t.j. majú zásadité vlastnosti.
Chemické vlastnosti amfotérnych zlúčenín
1. Pri interakcii so silnými kyselinami vykazujú základné vlastnosti:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20
2. Interakcia s alkáliami - silnými zásadami, vykazujú kyslé vlastnosti:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( komplexná soľ)
Al(OH)3 + NaOH = Na ( komplexná soľ)
Komplexné zlúčeniny sú tie, v ktorých je aspoň jedna kovalentná väzba vytvorená donorovo-akceptorovým mechanizmom.
Všeobecný spôsob prípravy zásad je založený na výmenných reakciách, ktorými sa môžu získať nerozpustné aj rozpustné zásady.
CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2S04
K2C03 + Ba(OH)2 = 2 KOH + BaC03 ↓
Keď sa týmto spôsobom získajú rozpustné zásady, vyzráža sa nerozpustná soľ.
Pri príprave vo vode nerozpustných zásad s amfotérnymi vlastnosťami je potrebné vyhnúť sa nadbytku alkálií, pretože môže dôjsť k rozpusteniu amfotérnej zásady, napr.
AICI3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCI
V takýchto prípadoch sa hydroxid amónny používa na získanie hydroxidov, v ktorých sa amfotérne hydroxidy nerozpúšťajú:
AlCl3 + 3NH3 + ZH20 = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl
Hydroxidy striebra a ortuti sa tak ľahko rozkladajú, že pri pokuse o ich získanie výmennou reakciou sa namiesto hydroxidov vyzrážajú oxidy:
2AgNO3 + 2KOH = Ag20↓ + H20 + 2KNO3
V priemysle sa alkálie zvyčajne získavajú elektrolýzou vodných roztokov chloridov.
2NaCl + 2H20 → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2
Alkálie možno získať aj reakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou.
2Li + 2H20 = 2LiOH + H2
SrO + H20 = Sr(OH)2
Kyseliny
Kyseliny sú komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovov a kyslými zvyškami. Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (fosforečná H 3 PO 4; kremík H 2 SiO 3) a kvapalné (vo svojej čistej forme bude kyselina sírová H 2 SO 4 kvapalná).
Plyny ako chlorovodík HCl, bromovodík HBr, sírovodík H2S tvoria zodpovedajúce kyseliny vo vodných roztokoch. Počet vodíkových iónov vytvorených každou molekulou kyseliny počas disociácie určuje náboj zvyšku kyseliny (aniónu) a zásaditosť kyseliny.
Podľa protolytická teória kyselín a zásad, navrhli súčasne dánsky chemik Brønsted a anglický chemik Lowry, kyselina je látka odštiepenie s touto reakciou protóny, A základ- látka, ktorá môže prijímať protóny.
kyselina → zásada + H +
Na základe takýchto predstáv je to jasné základné vlastnosti amoniaku, ktorý v dôsledku prítomnosti osamelého elektrónového páru na atóme dusíka účinne prijíma protón pri interakcii s kyselinami, pričom prostredníctvom väzby donor-akceptor vytvára amónny ión.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
kyslá zásada kyslá zásada
Všeobecnejšia definícia kyselín a zásad navrhol americký chemik G. Lewis. Navrhol, že acidobázické interakcie sú úplne nemusia nevyhnutne nastať pri prenose protónov. Pri Lewisovom stanovení kyselín a zásad hrá hlavnú úlohu v chemických reakciách elektrónové páry
Nazývajú sa katióny, anióny alebo neutrálne molekuly, ktoré môžu prijať jeden alebo viac párov elektrónov Lewisove kyseliny.
Napríklad fluorid hlinitý AlF3 je kyselina, pretože je schopná prijať elektrónový pár pri interakcii s amoniakom.
AlF3 + :NH3 ⇆ :
Katióny, anióny alebo neutrálne molekuly schopné darovať elektrónové páry sa nazývajú Lewisove bázy (amoniak je báza).
Lewisova definícia pokrýva všetky acidobázické procesy, o ktorých sa uvažuje v skôr navrhovaných teóriách. Tabuľka porovnáva v súčasnosti používané definície kyselín a zásad.
Názvoslovie kyselín
Keďže existujú rôzne definície kyselín, ich klasifikácia a nomenklatúra sú skôr ľubovoľné.
Podľa počtu atómov vodíka schopných eliminácie vo vodnom roztoku sa kyseliny delia na jednosýtny(napr. HF, HNO 2), dibázický(H2C03, H2S04) a tribasic(H3P04).
Podľa zloženia kyseliny sa delia na bez kyslíka(HCI, H2S) a s obsahom kyslíka(HC104, HN03).
Zvyčajne názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú odvodené od názvu nekovu s pridaním koncoviek -kai, -vaya, ak sa oxidačný stav nekovu rovná číslu skupiny. Keď sa oxidačný stav znižuje, prípony sa menia (v poradí klesajúceho oxidačného stavu kovu): -nepriehľadný, hrdzavý, -nepriehľadný:
Ak vezmeme do úvahy polaritu vodíkovo-nekovovej väzby v rámci periódy, môžeme ľahko spojiť polaritu tejto väzby s pozíciou prvku v periodickej tabuľke. Z atómov kovov, ktoré ľahko strácajú valenčné elektróny, vodíkové atómy prijímajú tieto elektróny, vytvárajú stabilný dvojelektrónový obal podobný obalu atómu hélia a poskytujú iónové hydridy kovov.
Vo vodíkových zlúčeninách prvkov skupín III-IV periodickej tabuľky tvoria bór, hliník, uhlík a kremík kovalentné, slabo polárne väzby s atómami vodíka, ktoré nie sú náchylné na disociáciu. Pre prvky skupín V-VII periodickej tabuľky sa v priebehu periódy polarita väzby nekov-vodík zvyšuje s nábojom atómu, ale rozloženie nábojov vo výslednom dipóle je iné ako vo vodíkových zlúčeninách prvkov, ktoré majú tendenciu darovať elektróny. Nekovové atómy, ktoré vyžadujú niekoľko elektrónov na dokončenie elektrónového obalu, priťahujú (polarizujú) pár väzbových elektrónov tým silnejšie, čím väčší je jadrový náboj. Preto v sérii CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF alebo SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl sa väzby s atómami vodíka, pričom zostávajú kovalentné, stávajú polárnejšie a atóm vodíka v dipól väzby prvok-vodík sa stáva elektropozitívnejším. Ak sa polárne molekuly ocitnú v polárnom rozpúšťadle, môže dôjsť k procesu elektrolytickej disociácie.
Poďme diskutovať o správaní kyselín obsahujúcich kyslík vo vodných roztokoch. Tieto kyseliny majú väzbu H-O-E a polarita väzby H-O je prirodzene ovplyvnená väzbou O-E. Preto tieto kyseliny zvyčajne disociujú ľahšie ako voda.
H2SO3 + H20 ⇆ H30 + + HSO3
HNO3 + H20 ⇆ H30 + + N03
Pozrime sa na pár príkladov vlastnosti kyselín obsahujúcich kyslík, tvorené prvkami, ktoré sú schopné vykazovať rôzne stupne oxidácie. To je známe kyselina chlórna HClO veľmi slabá kyselina chlórna HCl02 tiež slabý, ale silnejšia ako chlórna kyselina chlórna HClO 3 silný. Kyselina chloristá HClO 4 je jedným z najsilnejší anorganické kyseliny.
Pre kyslú disociáciu (s elimináciou H iónu) je nevyhnutné štiepenie O-H väzby. Ako môžeme vysvetliť pokles pevnosti tejto väzby v rade HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? V tejto sérii sa zvyšuje počet atómov kyslíka spojených s centrálnym atómom chlóru. Zakaždým, keď sa vytvorí nová väzba kyslík-chlór, elektrónová hustota sa získa z atómu chlóru, a teda z jednoduchej väzby O-Cl. V dôsledku toho hustota elektrónov čiastočne opúšťa väzbu O-H, ktorá je v dôsledku toho oslabená.
Tento vzor - posilnenie kyslých vlastností so zvyšujúcim sa stupňom oxidácie centrálneho atómu - charakteristické nielen pre chlór, ale aj pre iné prvky. Napríklad kyselina dusičná HNO 3, v ktorej je oxidačný stav dusíka +5, je silnejšia ako kyselina dusitá HNO 2 (oxidačný stav dusíka je +3); kyselina sírová H 2 SO 4 (S +6) je silnejšia ako kyselina sírová H 2 SO 3 (S +4).
Získavanie kyselín
1. Môžu sa získať bezkyslíkaté kyseliny priamou kombináciou nekovov s vodíkom.
H2 + Cl2 → 2HCl,
H2 + S ⇆ H2S
2. Môžu sa získať niektoré kyseliny obsahujúce kyslík interakcia kyslých oxidov s vodou.
3. Môžu sa získať bezkyslíkaté aj kyslíkaté kyseliny metabolickými reakciami medzi soľami a inými kyselinami.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 НВr
CuS04 + H2S = H2S04 + CuS↓
FeS + H2S04 (pa zb) = H2S + FeS04
NaCl (T) + H2S04 (konc) = HCl + NaHS04
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20
4. Niektoré kyseliny možno získať pomocou redoxné reakcie.
H202 + S02 = H2S04
3P + 5HN03 + 2H20 = ZN3P04 + 5N02
Kyslá chuť, vplyv na ukazovatele, elektrická vodivosť, interakcia s kovmi, zásadité a amfotérne oxidy, zásady a soli, tvorba esterov s alkoholmi – tieto vlastnosti sú spoločné pre anorganické a organické kyseliny.
možno rozdeliť do dvoch typov reakcií:
1) sú bežné Pre kyseliny reakcie sú spojené s tvorbou hydróniového iónu H 3 O + vo vodných roztokoch;
2) špecifické(t.j. charakteristické) reakcie špecifické kyseliny.
Vodíkový ión môže vstúpiť do redox reakciu, redukciu na vodík, ako aj v zloženej reakcii so záporne nabitými alebo neutrálnymi časticami, ktoré majú osamelé páry elektrónov, t.j acidobázické reakcie.
K všeobecným vlastnostiam kyselín patria reakcie kyselín s kovmi v napäťovom rade až po vodík, napr.
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
Acidobázické reakcie zahŕňajú reakcie so zásaditými oxidmi a zásadami, ako aj so strednými, zásaditými a niekedy kyslými soľami.
2 CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H20
Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2C02 + 2H20
2KHS03 + H2S04 = K2S04 + 2S02 + 2H20
Všimnite si, že viacsýtne kyseliny disociujú postupne a v každom nasledujúcom kroku je disociácia ťažšia, preto pri prebytku kyseliny sa najčastejšie tvoria kyslé soli, a nie priemerné.
Ca3(P04)2 + 4H3P04 = 3Ca (H2P04)2
Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S
NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20
KOH + H2S = KHS + H20
Na prvý pohľad sa môže zdať vznik kyslých solí prekvapivý jednosýtny kyselina fluorovodíková. Táto skutočnosť sa však dá vysvetliť. Na rozdiel od všetkých ostatných halogenovodíkových kyselín je kyselina fluorovodíková v roztokoch čiastočne polymerizovaná (vzhľadom k tvorbe vodíkových väzieb) a môžu sa v nej vyskytovať rôzne častice (HF) X, konkrétne H 2 F 2, H 3 F 3 atď.
Špeciálny prípad acidobázickej rovnováhy - reakcie kyselín a zásad s indikátormi, ktoré menia svoju farbu v závislosti od kyslosti roztoku. Indikátory sa používajú v kvalitatívnej analýze na detekciu kyselín a zásad v riešeniach.
Najčastejšie používané ukazovatele sú lakmus(V neutrálnyživotné prostredie Fialová, V kyslé - červená, V zásadité - modrá), metylová oranž(V kysléživotné prostredie červená, V neutrálny - oranžová, V zásadité - žltá), fenolftaleín(V vysoko alkalickéživotné prostredie malinová červená, V neutrálne a kyslé - bezfarebný).
Špecifické vlastnosti rôzne kyseliny môžu byť dvoch typov: po prvé, reakcie vedúce k vzniku nerozpustné soli, a za druhé, redoxných premien. Ak sú reakcie spojené s prítomnosťou iónu H + spoločné pre všetky kyseliny (kvalitatívne reakcie na detekciu kyselín), ako kvalitatívne reakcie pre jednotlivé kyseliny sa používajú špecifické reakcie:
Ag + + Cl - = AgCl (biela zrazenina)
Ba2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (biela zrazenina)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (žltá zrazenina)
Niektoré špecifické reakcie kyselín sú spôsobené ich redoxnými vlastnosťami.
Anoxické kyseliny vo vodnom roztoku môžu byť oxidované len.
2KMnO 4 + 16HCl = 5 Сl 2 + 2 КСl + 2 МnСl 2 + 8 Н 2 O
H2S + Br2 = S + 2НВг
Kyslíkové kyseliny sa môžu oxidovať iba vtedy, ak je ich centrálny atóm v nižšom alebo strednom oxidačnom stave, ako napríklad v kyseline sírovej:
H2S03 + Cl2 + H20 = H2S04 + 2HCl
Mnohé kyseliny obsahujúce kyslík, v ktorých má centrálny atóm maximálny oxidačný stav (S +6, N +5, Cr +6), vykazujú vlastnosti silných oxidačných činidiel. Koncentrovaná H 2 SO 4 je silné oxidačné činidlo.
Cu + 2H2S04 (konc) = CuS04 + S02 + 2H20
Pb + 4HN03 = Pb(N03)2 + 2N02 + 2H20
C + 2H2S04 (konc) = C02 + 2S02 + 2H20
Malo by sa pamätať na to, že:
- Kyslé roztoky reagujú s kovmi, ktoré sú naľavo od vodíka v elektrochemickom rade napätia, za viacerých podmienok, z ktorých najdôležitejšia je tvorba rozpustnej soli ako výsledok reakcie. Interakcia HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) s kovmi prebieha odlišne.
Koncentrovaná kyselina sírová za studena pasivuje hliník, železo a chróm.
- Vo vode sa kyseliny disociujú na vodíkové katióny a anióny zvyškov kyselín, napr.
- Anorganické a organické kyseliny reagujú so zásaditými a amfotérnymi oxidmi za predpokladu, že sa vytvorí rozpustná soľ:
- Obe kyseliny reagujú so zásadami. Viacsýtne kyseliny môžu tvoriť intermediárne aj kyslé soli (sú to neutralizačné reakcie):
- K reakcii medzi kyselinami a soľami dochádza iba vtedy, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn:
Interakcia H 3 PO 4 s vápencom sa zastaví v dôsledku tvorby poslednej nerozpustnej zrazeniny Ca 3 (PO 4) 2 na povrchu.
Zvláštnosti vlastností dusičnej HNO 3 a koncentrovaných sírových H 2 SO 4 (konc.) kyselín sú spôsobené tým, že pri interakcii s jednoduchými látkami (kovy a nekovy) nebudú oxidačnými činidlami H + katióny. , ale dusičnanové a síranové ióny. Je logické očakávať, že v dôsledku takýchto reakcií nevznikne vodík H2, ale získajú sa iné látky: nevyhnutne soľ a voda, ako aj jeden z produktov redukcie dusičnanových alebo síranových iónov v závislosti od koncentrácie. kyselín, poloha kovu v napäťovom rade a reakčné podmienky (teplota, stupeň mletia kovu atď.).
Tieto znaky chemického správania HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) názorne ilustrujú tézu teórie chemickej štruktúry o vzájomnom ovplyvňovaní atómov v molekulách látok.
Pojmy volatilita a stabilita (stabilita) sa často zamieňajú. Prchavé kyseliny sú kyseliny, ktorých molekuly ľahko prechádzajú do plynného stavu, to znamená, že sa odparujú. Napríklad kyselina chlorovodíková je prchavá, ale stabilná kyselina. Nie je možné posúdiť prchavosť nestabilných kyselín. Napríklad neprchavá, nerozpustná kyselina kremičitá sa rozkladá na vodu a Si02. Vodné roztoky kyseliny chlorovodíkovej, dusičnej, sírovej, fosforečnej a mnohých ďalších sú bezfarebné. Vodný roztok kyseliny chrómovej H 2 CrO 4 má žltú farbu a kyselina mangánová HMnO 4 karmínovú.
Referenčný materiál na vykonanie testu:
Mendelejevov stôl
Tabuľka rozpustnosti
Kyseliny sú chemické zlúčeniny, ktoré sú schopné darovať elektricky nabitý vodíkový ión (katión) a tiež prijať dva interagujúce elektróny, čo vedie k vytvoreniu kovalentnej väzby.
V tomto článku sa pozrieme na hlavné kyseliny, ktoré sa študujú v stredných ročníkoch stredných škôl, a tiež sa dozvieme veľa zaujímavých faktov o širokej škále kyselín. Začnime.
Kyseliny: typy
V chémii existuje veľa rôznych kyselín, ktoré majú veľmi odlišné vlastnosti. Chemici rozlišujú kyseliny podľa obsahu kyslíka, prchavosti, rozpustnosti vo vode, pevnosti, stability a podľa toho, či patria do organickej alebo anorganickej triedy chemických zlúčenín. V tomto článku sa pozrieme na tabuľku, ktorá predstavuje najznámejšie kyseliny. Tabuľka vám pomôže zapamätať si názov kyseliny a jej chemický vzorec.
Takže všetko je jasne viditeľné. Táto tabuľka predstavuje najznámejšie kyseliny v chemickom priemysle. Tabuľka vám pomôže zapamätať si mená a vzorce oveľa rýchlejšie.
Kyselina sírovodík
H2S je kyselina sulfidová. Jeho zvláštnosť spočíva v tom, že je to tiež plyn. Sírovodík je veľmi zle rozpustný vo vode a tiež interaguje s mnohými kovmi. Kyselina sírovodík patrí do skupiny „slabých kyselín“, ktorých príklady zvážime v tomto článku.
H 2 S má mierne sladkú chuť a tiež veľmi silný zápach zhnitých vajec. V prírode sa nachádza v prírodných alebo sopečných plynoch a uvoľňuje sa aj pri rozpade bielkovín.
Vlastnosti kyselín sú veľmi rôznorodé, aj keď je kyselina v priemysle nepostrádateľná, môže byť veľmi škodlivá pre ľudské zdravie. Táto kyselina je pre človeka veľmi toxická. Pri vdýchnutí malého množstva sírovodíka človek pociťuje bolesť hlavy, silnú nevoľnosť a závraty. Ak osoba vdýchne veľké množstvo H2S, môže to viesť ku kŕčom, kóme alebo dokonca okamžitej smrti.
Kyselina sírová
H 2 SO 4 je silná kyselina sírová, s ktorou sa deti zoznamujú na hodinách chémie v 8. ročníku. Chemické kyseliny, ako je kyselina sírová, sú veľmi silné oxidačné činidlá. H 2 SO 4 pôsobí ako oxidačné činidlo na mnohé kovy, ako aj zásadité oxidy.
H 2 SO 4 pri kontakte s pokožkou alebo odevom spôsobuje chemické popáleniny, ale nie je taká toxická ako sírovodík.
Kyselina dusičná
Silné kyseliny sú v našom svete veľmi dôležité. Príklady takýchto kyselín: HCl, H2S04, HBr, HN03. HNO 3 je dobre známa kyselina dusičná. Našiel široké uplatnenie v priemysle, ale aj v poľnohospodárstve. Používa sa na výrobu rôznych hnojív, v šperkoch, pri tlači fotografií, pri výrobe liekov a farbív, ako aj vo vojenskom priemysle.
Chemické kyseliny, ako je kyselina dusičná, sú pre telo veľmi škodlivé. Pary HNO 3 zanechávajú vredy, spôsobujú akútne zápaly a podráždenie dýchacích ciest.
Kyselina dusitá
Kyselina dusitá sa často zamieňa s kyselinou dusičnou, no je medzi nimi rozdiel. Faktom je, že je oveľa slabší ako dusík, má úplne iné vlastnosti a účinky na ľudský organizmus.
HNO 2 našla široké uplatnenie v chemickom priemysle.
Kyselina fluorovodíková
Kyselina fluorovodíková (alebo fluorovodík) je roztok H 2 O s HF. Vzorec kyseliny je HF. Kyselina fluorovodíková sa veľmi aktívne používa v priemysle hliníka. Používa sa na rozpúšťanie kremičitanov, leptanie kremíka a silikátového skla.
Fluorovodík je pre ľudský organizmus veľmi škodlivý a v závislosti od jeho koncentrácie môže byť miernym narkotikom. Ak sa dostane do kontaktu s pokožkou, spočiatku nedochádza k žiadnym zmenám, no po niekoľkých minútach sa môže objaviť ostrá bolesť a chemické poleptanie. Kyselina fluorovodíková je veľmi škodlivá pre životné prostredie.
Kyselina chlorovodíková
HCl je chlorovodík a je to silná kyselina. Chlorovodík si zachováva vlastnosti kyselín patriacich do skupiny silných kyselín. Kyselina je priehľadná a bezfarebná, ale na vzduchu dymí. Chlorovodík je široko používaný v metalurgickom a potravinárskom priemysle.
Táto kyselina spôsobuje chemické popáleniny, no obzvlášť nebezpečné je dostať sa do očí.
Kyselina fosforečná
Kyselina fosforečná (H 3 PO 4) je svojimi vlastnosťami slabá kyselina. Ale aj slabé kyseliny môžu mať vlastnosti silných. Napríklad H 3 PO 4 sa v priemysle používa na obnovu železa z hrdze. Okrem toho je kyselina fosforečná (alebo ortofosforečná) široko používaná v poľnohospodárstve - vyrába sa z nej veľa rôznych hnojív.
Vlastnosti kyselín sú veľmi podobné – takmer každá z nich je pre ľudský organizmus veľmi škodlivá, H 3 PO 4 nie je výnimkou. Napríklad táto kyselina tiež spôsobuje ťažké chemické popáleniny, krvácanie z nosa a odlupovanie zubov.
Kyselina uhličitá
H 2 CO 3 je slabá kyselina. Získava sa rozpustením CO 2 (oxid uhličitý) v H 2 O (voda). Kyselina uhličitá sa používa v biológii a biochémii.
Hustota rôznych kyselín
Hustota kyselín zaujíma dôležité miesto v teoretickej a praktickej časti chémie. Vďaka znalosti hustoty môžete určiť koncentráciu konkrétnej kyseliny, vyriešiť problémy s chemickým výpočtom a pridať správne množstvo kyseliny na dokončenie reakcie. Hustota akejkoľvek kyseliny sa mení v závislosti od koncentrácie. Napríklad, čím vyššie je percento koncentrácie, tým vyššia je hustota.
Všeobecné vlastnosti kyselín
Absolútne všetky kyseliny sú (to znamená, že pozostávajú z niekoľkých prvkov periodickej tabuľky) a vo svojom zložení nevyhnutne zahŕňajú H (vodík). Ďalej sa pozrieme na to, ktoré sú bežné:
- Všetky kyseliny obsahujúce kyslík (vo vzorci, v ktorom je prítomný O) tvoria pri rozklade vodu a tiež kyseliny bez kyslíka sa rozkladajú na jednoduché látky (napríklad 2HF sa rozkladá na F 2 a H 2).
- Oxidujúce kyseliny reagujú so všetkými kovmi v sérii aktivity kovov (iba s tými, ktoré sa nachádzajú naľavo od H).
- Interagujú s rôznymi soľami, ale len s tými, ktoré boli tvorené ešte slabšou kyselinou.
Kyseliny sa navzájom výrazne líšia svojimi fyzikálnymi vlastnosťami. Koniec koncov, môžu mať zápach alebo nie, a tiež môžu byť v rôznych fyzikálnych stavoch: kvapalné, plynné a dokonca aj pevné. Tuhé kyseliny sú veľmi zaujímavé na štúdium. Príklady takýchto kyselín: C2H204 a H3BO3.
Koncentrácia
Koncentrácia je hodnota, ktorá určuje kvantitatívne zloženie akéhokoľvek roztoku. Napríklad chemici často potrebujú určiť, koľko čistej kyseliny sírovej je prítomnej v zriedenej kyseline H2SO4. Za týmto účelom nalejú malé množstvo zriedenej kyseliny do odmerky, odvážia ju a určia koncentráciu pomocou tabuľky hustoty. Koncentrácia kyselín úzko súvisí s hustotou, často sa pri určovaní koncentrácie vyskytujú problémy s výpočtom, pri ktorých je potrebné určiť percento čistej kyseliny v roztoku.
Klasifikácia všetkých kyselín podľa počtu atómov H v ich chemickom vzorci
Jednou z najpopulárnejších klasifikácií je rozdelenie všetkých kyselín na jednosýtne, dvojsýtne a podľa toho na trojsýtne kyseliny. Príklady jednosýtnych kyselín: HNO 3 (dusičná), HCl (chlorovodíková), HF (fluorovodíková) a iné. Tieto kyseliny sa nazývajú jednosýtne, pretože obsahujú iba jeden atóm H. Takýchto kyselín je veľa, nie je možné si spomenúť úplne na každú. Musíte si len pamätať, že kyseliny sú tiež klasifikované podľa počtu atómov H v ich zložení. Dvojsýtne kyseliny sú definované podobne. Príklady: H 2 SO 4 (sírová), H 2 S (sírovodík), H 2 CO 3 (uhlie) a iné. Trojsýtne: H3P04 (fosforečná).
Základná klasifikácia kyselín
Jednou z najpopulárnejších klasifikácií kyselín je ich rozdelenie na kyslík obsahujúce a bezkyslíkaté. Ako si bez znalosti chemického vzorca látky zapamätať, že ide o kyselinu obsahujúcu kyslík?
Všetkým bezkyslíkatým kyselinám chýba dôležitý prvok O - kyslík, ale obsahujú H. Preto sa k ich názvu vždy viaže slovo „vodík“. HCl je H2S - sírovodík.
Ale môžete tiež napísať vzorec založený na názvoch kyslých kyselín. Napríklad, ak je počet atómov O v látke 4 alebo 3, potom sa k názvu vždy pridá prípona -n-, ako aj koncovka -aya-:
- H 2 SO 4 - síra (počet atómov - 4);
- H 2 SiO 3 - kremík (počet atómov - 3).
Ak má látka menej ako tri atómy kyslíka alebo tri, potom sa v názve používa prípona -ist-:
- HNO 2 - dusíkatá;
- H 2 SO 3 - sírová.
Všeobecné vlastnosti
Všetky kyseliny chutia kyslo a často jemne kovovo. Existujú však aj ďalšie podobné vlastnosti, ktoré teraz zvážime.
Existujú látky nazývané indikátory. Indikátory zmenia svoju farbu, alebo farba zostane, ale zmení sa jej odtieň. K tomu dochádza, keď sú indikátory ovplyvnené inými látkami, napríklad kyselinami.
Príkladom zmeny farby je taký známy produkt ako čaj a kyselina citrónová. Keď sa do čaju pridá citrón, čaj sa postupne začne citeľne rozjasňovať. Je to spôsobené tým, že citrón obsahuje kyselinu citrónovú.
Existujú aj iné príklady. Lakmus, ktorý má v neutrálnom prostredí fialovú farbu, po pridaní kyseliny chlorovodíkovej sčervenie.
Keď sú napätia v sérii napätia pred vodíkom, uvoľňujú sa bubliny plynu - H. Ak sa však kov, ktorý je v sérii napätia po H, umiestni do skúmavky s kyselinou, potom nedôjde k žiadnej reakcii, nedôjde k žiadnej vývoj plynu. Meď, striebro, ortuť, platina a zlato teda nebudú reagovať s kyselinami.
V tomto článku sme preskúmali najznámejšie chemické kyseliny, ako aj ich hlavné vlastnosti a rozdiely.