Klasyfikacja substancji nieorganicznych z przykładami związków
Przeanalizujmy teraz bardziej szczegółowo schemat klasyfikacji przedstawiony powyżej.
Jak widzimy, przede wszystkim dzielimy wszystkie substancje nieorganiczne prosty I złożony:
Proste substancje Są to substancje utworzone przez atomy tylko jednego pierwiastka chemicznego. Na przykład prostymi substancjami są wodór H2, tlen O2, żelazo Fe, węgiel C itp.
Wśród substancji prostych są metale, niemetale I gazy szlachetne:
Metale utworzone przez pierwiastki chemiczne znajdujące się poniżej przekątnej bor-astat, a także wszystkie pierwiastki znajdujące się w grupach bocznych.
Gazy szlachetne utworzone przez pierwiastki chemiczne z grupy VIIIA.
Niemetale tworzą odpowiednio pierwiastki chemiczne znajdujące się powyżej przekątnej bor-astat, z wyjątkiem wszystkich pierwiastków podgrup bocznych i gazów szlachetnych znajdujących się w grupie VIIIA:
Nazwy prostych substancji najczęściej pokrywają się z nazwami pierwiastki chemiczne, z których są utworzone. Jednak w przypadku wielu pierwiastków chemicznych zjawisko alotropii jest powszechne. Alotropia to zjawisko polegające na tym, że jeden pierwiastek chemiczny może utworzyć kilka prostych substancji. Na przykład w przypadku pierwiastka chemicznego tlenu możliwe jest istnienie związków molekularnych o wzorach O 2 i O 3. Pierwsza substancja nazywana jest zwykle tlenem w taki sam sposób, jak pierwiastek chemiczny, z którego atomów się składa, a druga substancja (O 3) jest zwykle nazywana ozonem. Prosta substancja węgiel może oznaczać dowolną jej modyfikację alotropową, na przykład diament, grafit lub fulereny. Prostą substancję fosfor można rozumieć jako jej modyfikacje alotropowe, takie jak fosfor biały, fosfor czerwony, fosfor czarny.
Substancje złożone
Substancje złożone to substancje utworzone przez atomy dwóch lub więcej pierwiastków chemicznych.
Na przykład substancjami złożonymi są amoniak NH 3, kwas siarkowy H 2 SO 4, wapno gaszone Ca (OH) 2 i niezliczone inne.
Wśród złożonych substancji nieorganicznych wyróżnia się 5 głównych klas, a mianowicie tlenki, zasady, wodorotlenki amfoteryczne, kwasy i sole:
Tlenki - substancje złożone utworzone przez dwa pierwiastki chemiczne, z których jednym jest tlen na stopniu utlenienia -2.
Ogólny wzór tlenków można zapisać jako Ex x O y, gdzie E jest symbolem pierwiastka chemicznego.
Nazewnictwo tlenków
Nazwa tlenku pierwiastka chemicznego opiera się na zasadzie:
Na przykład:
Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (III); CuO – tlenek miedzi(II); N 2 O 5 - tlenek azotu (V)
Często można znaleźć informację, że w nawiasach podana jest wartościowość pierwiastka, ale tak nie jest. Na przykład stopień utlenienia azotu N 2 O 5 wynosi +5, a wartościowość, co dziwne, wynosi cztery.
Jeśli pierwiastek chemiczny ma w związkach pojedynczy dodatni stopień utlenienia, wówczas stopień utlenienia nie jest wskazany. Na przykład:
Na 2 O - tlenek sodu; H2O - tlenek wodoru; ZnO - tlenek cynku.
Klasyfikacja tlenków
Tlenki, zgodnie z ich zdolnością do tworzenia soli podczas interakcji z kwasami lub zasadami, dzieli się odpowiednio na tworzące sól I nie tworzący soli.
Istnieje kilka tlenków nietworzących soli; wszystkie powstają z niemetali na stopniu utlenienia +1 i +2. Należy pamiętać o liście tlenków nie tworzących soli: CO, SiO, N 2 O, NO.
Z kolei tlenki tworzące sól dzielą się na podstawowy, kwaśny I amfoteryczny.
Zasadowe tlenki Są to tlenki, które reagując z kwasami (lub tlenkami kwasowymi) tworzą sole. Do tlenków zasadowych zalicza się tlenki metali na stopniu utlenienia +1 i +2, z wyjątkiem tlenków BeO, ZnO, SnO, PbO.
Tlenki kwasowe Są to tlenki, które reagując z zasadami (lub tlenkami zasadowymi) tworzą sole. Tlenkami kwasowymi są prawie wszystkie tlenki niemetali z wyjątkiem nietworzących soli CO, NO, N 2 O, SiO, a także wszystkich tlenków metali na wysokim stopniu utlenienia (+5, +6 i +7).
Tlenki amfoteryczne nazywane są tlenkami, które mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami, tworząc w wyniku tych reakcji sole. Tlenki takie mają charakter dualny kwasowo-zasadowy, to znaczy mogą wykazywać właściwości zarówno tlenków kwasowych, jak i zasadowych. Tlenki amfoteryczne obejmują tlenki metali na stopniach utlenienia +3, +4, a także jako wyjątki tlenki BeO, ZnO, SnO i PbO.
Niektóre metale mogą tworzyć wszystkie trzy rodzaje tlenków tworzących sól. Na przykład chrom tworzy zasadowy tlenek CrO, tlenek amfoteryczny Cr 2 O 3 i tlenek kwasowy CrO 3.
Jak widać, właściwości kwasowo-zasadowe tlenków metali zależą bezpośrednio od stopnia utlenienia metalu w tlenku: niż większy stopień utlenianie, tym wyraźniejsze są właściwości kwasowe.
Powody
Powody - związki o wzorze Me(OH)x, gdzie X najczęściej równa 1 lub 2.
Klasyfikacja zasad
Zasady klasyfikuje się według liczby grup hydroksylowych w jednej jednostce strukturalnej.
Zasady z jedną grupą hydroksylową, tj. nazywa się typ MeOH zasady monokwasowe, z dwiema grupami hydroksylowymi, tj. wpisz odpowiednio Me(OH) 2, dwukwas itp.
Zasady dzielimy również na rozpuszczalne (alkaliczne) i nierozpuszczalne.
Do alkaliów zalicza się wyłącznie wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, a także wodorotlenek talu TlOH.
Nazewnictwo zasad
Nazwa fundacji opiera się na następującej zasadzie:
Na przykład:
Fe(OH) 2 - wodorotlenek żelaza (II),
Cu(OH) 2 - wodorotlenek miedzi (II).
W przypadkach, gdy metal w substancjach złożonych ma stały stopień utlenienia, nie jest wymagane jego wskazanie. Na przykład:
NaOH – wodorotlenek sodu,
Ca(OH) 2 - wodorotlenek wapnia itp.
Kwasy
Kwasy - substancje złożone, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić metalem.
Ogólny wzór kwasów można zapisać jako H x A, gdzie H to atomy wodoru, które można zastąpić metalem, a A to reszta kwasowa.
Na przykład kwasy obejmują związki takie jak H2SO4, HCl, HNO3, HNO2 itp.
Klasyfikacja kwasów
Ze względu na liczbę atomów wodoru, które można zastąpić metalem, kwasy dzielą się na:
- O kwasy zasadowe: HF, HCl, HBr, HI, HNO3;
- D kwasy zasadowe: H2SO4, H2SO3, H2CO3;
- T kwasy rehozasadowe: H3PO4, H3BO3.
Należy zaznaczyć, że w przypadku kwasów organicznych liczba atomów wodoru najczęściej nie odzwierciedla ich zasadowości. Na przykład kwas octowy o wzorze CH 3 COOH, pomimo obecności 4 atomów wodoru w cząsteczce, nie jest kwasem cztero-, ale jednozasadowym. Zasadowość kwasów organicznych zależy od liczby grup karboksylowych (-COOH) w cząsteczce.
Ponadto, w oparciu o obecność tlenu w cząsteczkach, kwasy dzielą się na beztlenowe (HF, HCl, HBr itp.) i zawierające tlen (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 itp.) . Nazywane są również kwasami zawierającymi tlen oksokwasy.
Możesz przeczytać więcej na temat klasyfikacji kwasów.
Nazewnictwo kwasów i reszt kwasów
Koniecznie zapoznaj się z poniższą listą nazw i wzorów kwasów i reszt kwasów.
W niektórych przypadkach kilka poniższych zasad może ułatwić zapamiętywanie.
Jak widać z powyższej tabeli, konstrukcja nazw systematycznych kwasów beztlenowych jest następująca:
Na przykład:
HF – kwas fluorowodorowy;
HCl – kwas solny;
H2S oznacza kwas wodorosiarczkowy.
Nazwy reszt kwasowych kwasów beztlenowych opierają się na zasadzie:
Na przykład Cl - - chlorek, Br - - bromek.
Nazwy kwasów zawierających tlen uzyskuje się poprzez dodanie różnych przyrostków i końcówek do nazwy pierwiastka kwasotwórczego. Na przykład, jeśli pierwiastek kwasotwórczy w kwasie zawierającym tlen ma najwyższy stopień utlenienia, wówczas nazwa takiego kwasu jest skonstruowana w następujący sposób:
Na przykład kwas siarkowy H2S +6O4, kwas chromowy H2Cr +6O4.
Wszystkie kwasy zawierające tlen można również zaliczyć do wodorotlenków kwasowych, ponieważ zawierają grupy hydroksylowe (OH). Można to zobaczyć na przykład na podstawie następujących wzorów graficznych niektórych kwasów zawierających tlen:
Zatem kwas siarkowy można inaczej nazwać wodorotlenkiem siarki (VI), kwas azotowy- wodorotlenek azotu (V), kwas fosforowy - wodorotlenek fosforu (V) itp. W tym przypadku liczba w nawiasach charakteryzuje stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego. Ten wariant nazw kwasów zawierających tlen może wydawać się dla wielu niezwykle nietypowy, ale czasami można znaleźć takie nazwy prawdziwe maszyny współrzędnościowe Jednolity egzamin państwowy z chemii w zadaniach z klasyfikacji substancji nieorganicznych.
Wodorotlenki amfoteryczne
Wodorotlenki amfoteryczne - wodorotlenki metali wykazujące dwojaką naturę, tj. zdolne do wykazywania zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad.
Wodorotlenki metali na stopniach utlenienia +3 i +4 są amfoteryczne (podobnie jak tlenki).
Ponadto, w drodze wyjątku, wodorotlenki amfoteryczne obejmują związki Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 i Pb(OH) 2, pomimo stopnia utlenienia zawartego w nich metalu +2.
Dla amfoterycznych wodorotlenków metali trój- i czterowartościowych możliwe jest istnienie form orto i meta, różniących się od siebie jedną cząsteczką wody. Na przykład wodorotlenek glinu(III) może występować w formie orto Al(OH)3 lub postaci meta AlO(OH) (metawodorotlenek).
Ponieważ, jak już wspomniano, wodorotlenki amfoteryczne wykazują zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad, ich wzór i nazwę można również zapisać inaczej: albo jako zasada, albo jako kwas. Na przykład:
Sole
Na przykład sole obejmują związki takie jak KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3 itp.
Definicja przedstawiona powyżej opisuje skład większości soli, jednakże istnieją sole, które do niej nie wchodzą. Na przykład zamiast kationów metali sól może zawierać kationy amonowe lub ich pochodne organiczne. Te. sole obejmują związki takie jak na przykład (NH 4) 2 SO 4 (siarczan amonu), + Cl - (chlorek metyloamonu) itp.
Klasyfikacja soli
Z drugiej strony sole można uznać za produkty zastąpienia kationów wodorowych H + w kwasie innymi kationami lub za produkty zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadach (lub wodorotlenkach amfoterycznych) innymi anionami.
Przy całkowitej wymianie tzw przeciętny Lub normalna sól. Na przykład przy całkowitym zastąpieniu kationów wodoru w kwasie siarkowym kationami sodu powstaje średnia (normalna) sól Na2SO4 i przy całkowitym zastąpieniu jonów wodorotlenkowych w zasadzie Ca (OH) 2 kwasowymi pozostałościami jonów azotanowych powstaje średnia (normalna) sól Ca(NO3)2.
Sole powstałe w wyniku niepełnego zastąpienia kationów wodoru w kwasie dwuzasadowym (lub większej liczbie) kationami metali nazywane są kwasowymi. Zatem, gdy kationy wodoru w kwasie siarkowym nie zostaną całkowicie zastąpione kationami sodu, powstaje kwaśna sól NaHSO4.
Sole powstałe w wyniku niecałkowitego zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadach dwukwasowych (lub większej liczbie) nazywane są zasadami. O mocne sole. Na przykład przy niepełnym zastąpieniu jonów wodorotlenkowych w zasadzie Ca(OH) 2 jonami azotanowymi powstaje zasada O sól klarowna Ca(OH)NO3.
Nazywa się sole składające się z kationów dwóch różnych metali i anionów reszt kwasowych tylko jednego kwasu sole podwójne. Na przykład solami podwójnymi są KNaCO 3, KMgCl 3 itp.
Jeśli sól składa się z jednego rodzaju kationów i dwóch rodzajów reszt kwasowych, takie sole nazywa się mieszanymi. Na przykład sole mieszane to związki Ca(OCl)Cl, CuBrCl itp.
Istnieją sole, które nie mieszczą się w definicji soli jako produkty zastąpienia kationów wodorowych w kwasach kationami metali lub produkty zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadach anionami reszt kwasowych. Są to sole złożone. Na przykład solami złożonymi są tetrahydroksozinian sodu i tetrahydroksoglinian o wzorach odpowiednio Na2 i Na. Sole złożone można najczęściej rozpoznać m.in. po obecności we wzorze nawiasów kwadratowych. Trzeba jednak zrozumieć, że aby substancja została zaklasyfikowana jako sól, musi zawierać pewne kationy inne niż (lub zamiast) H +, a aniony muszą zawierać pewne aniony inne niż (lub zamiast) OH - . Na przykład związek H2 nie należy do klasy soli złożonych, ponieważ gdy dysocjuje od kationów, w roztworze obecne są tylko kationy wodoru H +. Ze względu na rodzaj dysocjacji substancję tę należy raczej zaliczyć do beztlenowego kwasu złożonego. Podobnie związek OH nie należy do soli, ponieważ związek ten składa się z kationów + i jonów wodorotlenkowych OH -, tj. należy go traktować jako kompleksową podstawę.
Nazewnictwo soli
Nazewnictwo soli średnich i kwaśnych
Nazwa soli średnich i kwaśnych opiera się na zasadzie:
Jeśli stopień utlenienia metalu w substancjach złożonych jest stały, nie jest to wskazane.
Nazwy reszt kwasowych podano powyżej, rozważając nomenklaturę kwasów.
Na przykład,
Na2SO4 - siarczan sodu;
NaHSO 4 - wodorosiarczan sodu;
CaCO 3 - węglan wapnia;
Ca(HCO 3) 2 - wodorowęglan wapnia itp.
Nazewnictwo soli zasadowych
Nazwy głównych soli opierają się na zasadzie:
Na przykład:
(CuOH) 2 CO 3 - hydroksywęglan miedzi (II);
Fe(OH) 2 NO 3 - dihydroksonitan żelaza (III).
Nazewnictwo soli złożonych
Nazewnictwo związków złożonych jest znacznie bardziej złożone i np zdanie jednolitego egzaminu państwowego Nie musisz dużo wiedzieć o nomenklaturze soli złożonych.
Powinieneś umieć nazwać sole złożone otrzymane w wyniku reakcji roztworów alkalicznych z wodorotlenkami amfoterycznymi. Na przykład:
*Te same kolory we wzorze i nazwie oznaczają odpowiadające sobie elementy receptury i nazwy.
Trywialne nazwy substancji nieorganicznych
Przez nazwy trywialne rozumiemy nazwy substancji niezwiązane lub słabo powiązane z ich składem i strukturą. Z reguły ustalane są też trywialne nazwy powodów historycznych lub właściwości fizyczne lub chemiczne tych związków.
Lista trywialnych nazw substancji nieorganicznych, które musisz znać:
| Na 3 | kriolit |
| SiO2 | kwarc, krzemionka |
| FeS 2 | piryt, piryt żelazny |
| CaSO4 ∙2H 2O | gips |
| CaC2 | węglik wapnia |
| Al4C3 | węglik aluminium |
| KO | żrący potas |
| NaOH | soda kaustyczna, soda kaustyczna |
| H2O2 | nadtlenek wodoru |
| CuSO4 ∙5H 2O | siarczan miedzi |
| NH4Cl | amoniak |
| CaCO3 | kreda, marmur, wapień |
| N2O | gaz rozweselający |
| NIE 2 | brązowy gaz |
| NaHCO3 | soda oczyszczona (pitna). |
| Fe3O4 | żelazna skala |
| NH3 ∙H2O (NH4OH) | amoniak |
| WSPÓŁ | tlenek węgla |
| CO2 | dwutlenek węgla |
| SiC | karborund (węglik krzemu) |
| PH 3 | fosfina |
| NH 3 | amoniak |
| KClO3 | Sól Bertholeta (chloran potasu) |
| (CuOH)2CO3 | malachit |
| CaO | wapno palone |
| Ca(OH)2 | wapno gaszone |
| przezroczysty wodny roztwór Ca(OH) 2 | woda wapienna |
| zawiesina stałego Ca(OH)2 w jego roztworze wodnym | mleko wapienne |
| K2CO3 | potaż |
| Na2CO3 | soda kalcynowana |
| Na 2 CO 3 ∙ 10H 2 O | soda kryształowa |
| MgO | magnezja |
Kwasy to związki chemiczne, które są w stanie oddać naładowany elektrycznie jon wodorowy (kation), a także przyjąć dwa oddziałujące elektrony, w wyniku czego powstaje wiązanie kowalencyjne.
W tym artykule przyjrzymy się głównym kwasom, których uczy się w gimnazjum. szkoły średnie, a także wiele się nauczyć ciekawe fakty o różnych kwasach. Zacznijmy.
Kwasy: rodzaje
W chemii istnieje wiele różnych kwasów, które mają bardzo różne właściwości. Chemicy rozróżniają kwasy na podstawie zawartości tlenu, lotności, rozpuszczalności w wodzie, wytrzymałości, stabilności oraz tego, czy należą do organicznej czy nieorganicznej klasy związków chemicznych. W tym artykule przyjrzymy się tabeli przedstawiającej najbardziej znane kwasy. Tabela pomoże Ci zapamiętać nazwę kwasu i jego wzór chemiczny.
Wszystko jest więc wyraźnie widoczne. Ta tabela przedstawia najbardziej znane przemysł chemiczny kwasy. Tabela pomoże Ci znacznie szybciej zapamiętać nazwy i formuły.
Kwas siarkowodorowy
H2S oznacza kwas wodorosiarczkowy. Jego osobliwość polega na tym, że jest również gazem. Siarkowodór jest bardzo słabo rozpuszczalny w wodzie, a także oddziałuje z wieloma metalami. Kwas siarkowodór należy do grupy „słabych kwasów”, których przykłady rozważymy w tym artykule.
H 2 S ma lekko słodki smak i bardzo silny zapach zgniłych jaj. W naturze można go znaleźć w gazach naturalnych lub wulkanicznych, a także jest uwalniany podczas gnicia białka.
Właściwości kwasów są bardzo zróżnicowane; nawet jeśli kwas jest niezbędny w przemyśle, może być bardzo szkodliwy dla zdrowia ludzkiego. Kwas ten jest bardzo toksyczny dla ludzi. Po wdychaniu niewielkiej ilości siarkowodoru osoba odczuwa ból głowy, silne nudności i zawroty głowy. Jeśli dana osoba wdycha duża liczba H 2 S może prowadzić do drgawek, śpiączki lub nawet natychmiastowej śmierci.
Kwas siarkowy
H 2 SO 4 to mocny kwas siarkowy, z którym dzieci zapoznają się na lekcjach chemii w 8. klasie. Kwasy chemiczne, takie jak kwas siarkowy, są bardzo silnymi utleniaczami. H 2 SO 4 działa jako środek utleniający na wiele metali, a także na zasadowe tlenki.
H 2 SO 4 powoduje oparzenia chemiczne w kontakcie ze skórą lub ubraniem, ale nie jest tak toksyczny jak siarkowodór.
Kwas azotowy
Silne kwasy są bardzo ważne w naszym świecie. Przykłady takich kwasów: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 jest dobrze znanym kwasem azotowym. Znalazło szerokie zastosowanie w przemyśle, a także w rolnictwo. Służy do produkcji różnych nawozów, w biżuterii, przy drukowaniu fotografii, w produkcji leki i barwników, a także w przemyśle wojskowym.
Taki kwasy chemiczne podobnie jak azot, są bardzo szkodliwe dla organizmu. Pary HNO 3 pozostawiają wrzody, powodują ostry stan zapalny i podrażnienie dróg oddechowych.
Kwas azotawy
Kwas azotawy jest często mylony z kwasem azotowym, ale istnieje między nimi różnica. Faktem jest, że jest znacznie słabszy od azotu, ma zupełnie inne właściwości i działanie na organizm ludzki.
HNO 2 znalazł szerokie zastosowanie w przemyśle chemicznym.
Kwas fluorowodorowy
Kwas fluorowodorowy (lub fluorowodór) to roztwór H2O z HF. Wzór kwasu to HF. Kwas fluorowodorowy jest bardzo aktywnie wykorzystywany w przemyśle aluminiowym. Służy do rozpuszczania krzemianów, trawienia krzemu i szkła krzemianowego.
Fluorowodór jest bardzo szkodliwy dla organizmu człowieka, w zależności od jego stężenia może być łagodnym narkotykiem. W przypadku kontaktu ze skórą początkowo nie ma żadnych zmian, jednak po kilku minutach może pojawić się ostry ból i oparzenie chemiczne. Kwas fluorowodorowy jest bardzo szkodliwy dla środowiska.
Kwas chlorowodorowy
HCl to chlorowodór i mocny kwas. Chlorowodór zachowuje właściwości kwasów należących do grupy mocnych kwasów. Kwas jest przezroczysty i bezbarwny, ale dymi w powietrzu. Chlorowodór ma szerokie zastosowanie w przemyśle metalurgicznym i spożywczym.
Kwas ten powoduje oparzenia chemiczne, jednak dostanie się do oczu jest szczególnie niebezpieczne.
Kwas fosforowy
Kwas fosforowy (H 3 PO 4) jest słabym kwasem w swoich właściwościach. Ale nawet słabe kwasy mogą mieć właściwości silnych. Na przykład H 3 PO 4 stosuje się w przemyśle do przywracania żelaza z rdzy. Ponadto kwas fosforowy (lub ortofosforowy) jest szeroko stosowany w rolnictwie - wytwarza się z niego wiele różnych nawozów.
Właściwości kwasów są bardzo podobne - prawie każdy z nich jest bardzo szkodliwy dla organizmu ludzkiego, H 3 PO 4 nie jest wyjątkiem. Na przykład kwas ten powoduje również poważne oparzenia chemiczne, krwawienia z nosa i odpryskiwanie zębów.
Kwas węglowy
H 2 CO 3 jest słabym kwasem. Otrzymuje się go poprzez rozpuszczenie CO 2 (dwutlenku węgla) w H 2 O (wodzie). Kwas węglowy jest stosowany w biologii i biochemii.
Gęstość różnych kwasów
Gęstość kwasów zajmuje ważne miejsce w teorii i części praktyczne chemia. Znając gęstość, możesz określić stężenie konkretnego kwasu, rozwiązać problemy z obliczeniami chemicznymi i dodać odpowiednią ilość kwasu, aby zakończyć reakcję. Gęstość dowolnego kwasu zmienia się w zależności od stężenia. Na przykład im wyższy procent stężenia, tym wyższa gęstość.
Ogólne właściwości kwasów
Absolutnie wszystkie kwasy są (to znaczy składają się z kilku elementów układu okresowego) i koniecznie zawierają H (wodór) w swoim składzie. Następnie przyjrzymy się, które są powszechne:
- Wszystkie kwasy zawierające tlen (we wzorze, w którym występuje O) podczas rozkładu tworzą wodę, a także kwasy beztlenowe rozkładają się na proste substancje (na przykład 2HF rozkłada się na F2 i H2).
- Kwasy utleniające reagują ze wszystkimi metalami z szeregu aktywności metali (tylko tymi znajdującymi się na lewo od H).
- Oddziałują z różnymi solami, ale tylko z tymi, które utworzył jeszcze słabszy kwas.
Według ich własnych właściwości fizyczne kwasy znacznie się od siebie różnią. W końcu mogą mieć zapach lub nie, a także występować w różnych odmianach stany skupienia: ciecz, gaz, a nawet ciało stałe. Kwasy stałe są bardzo interesujące do zbadania. Przykłady takich kwasów: C 2 H 2 0 4 i H 3 BO 3.
Stężenie
Stężenie to wartość określająca skład ilościowy dowolnego roztworu. Na przykład chemicy często muszą określić, ile czystego kwasu siarkowego występuje w rozcieńczonym kwasie H 2 SO 4. W tym celu do miarki wlewają niewielką ilość rozcieńczonego kwasu, ważą i określają stężenie za pomocą wykresu gęstości. Stężenie kwasów jest ściśle powiązane z gęstością; często przy wyznaczaniu stężenia pojawiają się problemy obliczeniowe, gdy trzeba określić procent czystego kwasu w roztworze.
Klasyfikacja wszystkich kwasów według liczby atomów H w ich wzorze chemicznym
Jedną z najpopularniejszych klasyfikacji jest podział wszystkich kwasów na kwasy jednozasadowe, dwuzasadowe i odpowiednio trójzasadowe. Przykłady kwasów jednozasadowych: HNO 3 (azotowy), HCl (chlorowodorowy), HF (fluorowodorowy) i inne. Kwasy te nazywane są jednozasadowymi, ponieważ zawierają tylko jeden atom H. Takich kwasów jest wiele, nie da się zapamiętać absolutnie każdego. Trzeba tylko pamiętać, że kwasy dzieli się także ze względu na liczbę atomów H w ich składzie. Kwasy dwuzasadowe definiuje się podobnie. Przykłady: H 2 SO 4 (siarka), H 2 S (siarkowodór), H 2 CO 3 (węgiel) i inne. Trójzasadowy: H 3 PO 4 (fosforowy).
Podstawowa klasyfikacja kwasów
Jedną z najpopularniejszych klasyfikacji kwasów jest ich podział na zawierające tlen i beztlenowe. Jak zapamiętać, nie znając wzoru chemicznego substancji, że jest to kwas zawierający tlen?
Wszystkim kwasom beztlenowym brakuje ważnego pierwiastka O – tlenu, ale zawierają H. Dlatego do ich nazwy zawsze dołączone jest słowo „wodór”. HCl to H2S - siarkowodór.
Ale możesz także napisać formułę opartą na nazwach kwasów zawierających kwasy. Na przykład, jeśli liczba atomów O w substancji wynosi 4 lub 3, wówczas do nazwy zawsze dodaje się przyrostek -n- i końcówkę -aya-:
- H 2 SO 4 - siarka (liczba atomów - 4);
- H 2 SiO 3 - krzem (liczba atomów - 3).
Jeśli substancja ma mniej niż trzy lub trzy atomy tlenu, w nazwie stosuje się przyrostek -ist-:
- HNO 2 - azotowy;
- H 2 SO 3 - siarkowy.
Właściwości ogólne
Wszystkie kwasy mają smak kwaśny i często lekko metaliczny. Istnieją jednak inne podobne właściwości, które teraz rozważymy.
Istnieją substancje zwane wskaźnikami. Wskaźniki zmieniają kolor lub kolor pozostaje, ale zmienia się jego odcień. Dzieje się tak, gdy na wskaźniki wpływają inne substancje, takie jak kwasy.
Przykładem zmiany koloru jest tak znany produkt jak herbata i kwas cytrynowy. Po dodaniu cytryny do herbaty herbata stopniowo zaczyna zauważalnie się rozjaśniać. Wynika to z faktu, że cytryna zawiera kwas cytrynowy.
Istnieją inne przykłady. Lakmus, który po dodaniu w neutralnym środowisku ma liliowy kolor kwas chlorowodorowy zmienia kolor na czerwony.
Gdy naprężenia będą w szeregu naprężeń przed wodorem, uwolnią się pęcherzyki gazu - H. Jeśli jednak metal znajdujący się w szeregu naprężeń po H zostanie umieszczony w probówce z kwasem, to nie zajdzie żadna reakcja, nie będzie wydzielanie gazu. Zatem miedź, srebro, rtęć, platyna i złoto nie reagują z kwasami.
W tym artykule zbadaliśmy najsłynniejsze kwasy chemiczne, a także ich główne właściwości i różnice.
Nie lekceważ roli kwasów w naszym życiu, gdyż wiele z nich jest po prostu niezastąpionych życie codzienne. Na początek przypomnijmy sobie, czym są kwasy. Są to substancje złożone. Wzór zapisuje się w następujący sposób: HnA, gdzie H to wodór, n to liczba atomów, A to reszta kwasowa.
Do głównych właściwości kwasów należy zdolność zastępowania cząsteczek atomów wodoru atomami metali. Większość z nich jest nie tylko żrąca, ale także bardzo trująca. Ale są też takie, z którymi spotykamy się stale, bez szkody dla naszego zdrowia: witamina C, kwas cytrynowy, kwas mlekowy. Rozważmy podstawowe właściwości kwasów.
Właściwości fizyczne
Właściwości fizyczne kwasów często dostarczają wskazówek co do ich charakteru. Kwasy mogą występować w trzech postaciach: stałej, ciekłej i gazowej. Na przykład: kwas azotowy (HNO3) i kwas siarkowy (H2SO4) to bezbarwne ciecze; borowy (H3BO3) i metafosforowy (HPO3) to kwasy stałe. Niektóre z nich mają kolor i zapach. Różne kwasy różnie rozpuszczają się w wodzie. Są też nierozpuszczalne: H2SiO3 – krzem. Substancje płynne mają kwaśny smak. Nazwy niektórych kwasów pochodzą od owoców, w których się znajdują: kwas jabłkowy, kwas cytrynowy. Inne wzięły swoją nazwę od zawartych w nich pierwiastków chemicznych.
Klasyfikacja kwasów
Kwasy są zwykle klasyfikowane według kilku kryteriów. Pierwszy opiera się na zawartości tlenu w nich. Mianowicie: zawierający tlen (HClO4 – chlor) i beztlenowy (H2S – siarkowodór).
Według liczby atomów wodoru (według zasadowości):
- Jednozasadowy – zawiera jeden atom wodoru (HMnO4);
- Dwuzasadowy – ma dwa atomy wodoru (H2CO3);
- Odpowiednio trójzasadowy ma trzy atomy wodoru (H3BO);
- Wielozasadowe - mają cztery lub więcej atomów, są rzadkie (H4P2O7).
Według klas związków chemicznych dzieli się je na kwasy organiczne i nieorganiczne. Te pierwsze występują głównie w produktach pochodzenia roślinnego: kwas octowy, mlekowy, nikotynowy, askorbinowy. DO kwasy nieorganiczne zaliczamy do nich: siarkę, azot, bor, arsen. Spektrum ich zastosowań jest dość szerokie, począwszy od potrzeb przemysłowych (produkcja barwników, elektrolitów, ceramiki, nawozów itp.) po gotowanie czy czyszczenie kanałów ściekowych. Kwasy można również klasyfikować według siły, lotności, stabilności i rozpuszczalności w wodzie.
Właściwości chemiczne
Spójrzmy na główne właściwości chemiczne kwasy
- Pierwszą z nich jest interakcja ze wskaźnikami. Jako wskaźniki stosuje się lakmus, oranż metylowy, fenoloftaleinę i uniwersalny papierek wskaźnikowy. W roztworach kwasowych kolor wskaźnika zmieni kolor: lakmusowy i uniwersalny ind. papier zmieni kolor na czerwony, oranż metylowy zmieni kolor na różowy, fenoloftaleina pozostanie bezbarwna.
- Drugim jest oddziaływanie kwasów z zasadami. Reakcja ta nazywana jest również neutralizacją. Kwas reaguje z zasadą dając sól + wodę. Na przykład: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2H2O.
- Ponieważ prawie wszystkie kwasy są dobrze rozpuszczalne w wodzie, neutralizację można przeprowadzić zarówno przy użyciu rozpuszczalnych, jak i nierozpuszczalnych zasad. Wyjątkiem jest kwas krzemowy, który jest prawie nierozpuszczalny w wodzie. Do jego zneutralizowania potrzebne są zasady takie jak KOH czy NaOH (są rozpuszczalne w wodzie).
- Trzecim jest oddziaływanie kwasów z zasadowymi tlenkami. Zachodzi tu także reakcja zobojętniania. Tlenki zasadowe są bliskimi „krewnymi” zasad, dlatego reakcja jest taka sama. Używamy ich bardzo często właściwości utleniające kwasy Na przykład, aby usunąć rdzę z rur. Kwas reaguje z tlenkiem tworząc rozpuszczalną sól.
- Po czwarte - reakcja z metalami. Nie wszystkie metale reagują równie dobrze z kwasami. Dzieli się je na aktywne (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) i nieaktywne (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Warto również zwrócić uwagę na moc kwasu (silny, słaby). Na przykład sól i kwas siarkowy są w stanie reagować ze wszystkimi metalami nieaktywnymi, a kwasy cytrynowy i szczawiowy są tak słabe, że reagują bardzo wolno nawet z metalami aktywnymi.
- Po piąte, reakcja kwasów zawierających tlen na ogrzewanie. Prawie wszystkie kwasy z tej grupy rozkładają się pod wpływem ogrzewania na tlenek tlenu i wodę. Wyjątkiem są kwas węglowy (H3PO4) i kwas siarkawy (H2SO4). Po podgrzaniu rozkładają się na wodę i gaz. Należy o tym pamiętać. To wszystkie podstawowe właściwości kwasów.
Są to substancje, które w roztworach dysocjują, tworząc jony wodorowe.
Kwasy klasyfikuje się według ich mocy, zasadowości oraz obecności lub braku tlenu w kwasie.
SiłąKwasy dzielą się na mocne i słabe. Najważniejszymi mocnymi kwasami są azot HNO 3, siarkowy H2SO4 i chlorowodorowy HCl.
Według obecności tlenu rozróżnia kwasy zawierające tlen ( HNO3, H3PO4 itp.) i kwasy beztlenowe ( HCl, H2S, HCN itp.).
Przez zasadowość, tj. W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, które można zastąpić atomami metalu, tworząc sól, kwasy dzielą się na jednozasadowe (na przykład HNO 3, HCl), dwuzasadowy (H 2 S, H 2 SO 4), trójzasadowy (H 3 PO 4) itp.
Nazwy kwasów beztlenowych pochodzą od nazwy niemetalu z dodatkiem końcówki -wodór: HCl - kwas solny, H2S e - kwas hydroselenowy, HCN - kwas cyjanowodorowy.
Nazwy kwasów zawierających tlen powstają również z rosyjskiej nazwy odpowiedniego pierwiastka z dodatkiem słowa „kwas”. W tym przypadku nazwa kwasu, w którym pierwiastek jest na najwyższym stopniu utlenienia, kończy się na „naya” lub „ova”, np. H2SO4 - kwas siarkowy, HClO4 - kwas nadchlorowy, H3AsO4 - kwas arsenowy. Wraz ze spadkiem stopnia utlenienia pierwiastka kwasotwórczego końcówki zmieniają się w następującej kolejności: „jajowate” ( HClO3 - kwas nadchlorowy), „stały” ( HClO2 - kwas chlorawy), „jajowaty” ( H O kl - kwas podchlorawy). Jeśli pierwiastek tworzy kwasy będąc tylko na dwóch stopniach utlenienia, wówczas nazwa kwasu odpowiadająca najniższemu stopniowi utlenienia pierwiastka otrzymuje końcówkę „iste” ( HNO3 - kwas azotowy, HNO2 - kwas azotawy).
Tabela - Najważniejsze kwasy i ich sole
|
Kwas |
Nazwy odpowiednich soli normalnych |
|
|
Nazwa |
Formuła |
|
|
Azot |
HNO3 |
Azotany |
|
Azotowy |
HNO2 |
Azotyny |
|
Borowy (ortoboryczny) |
H3BO3 |
Borany (ortoborany) |
|
Bromowodorowy |
Bromki |
|
|
Jodowodorek |
Jodki |
|
|
Krzem |
H2SiO3 |
Krzemiany |
|
Mangan |
HMnO4 |
Nadmanganiany |
|
Metafosforowy |
HPO 3 |
Metafosforany |
|
Arsen |
H3AsO4 |
Arsenaty |
|
Arsen |
H3AsO3 |
Arsenity |
|
Ortofosforowy |
H3PO4 |
Ortofosforany (fosforany) |
|
Difosforowy (pirofosforowy) |
H4P2O7 |
Difosforany (pirofosforany) |
|
Dichrom |
H2Cr2O7 |
Dichromaty |
|
Siarkowy |
H2SO4 |
Siarczany |
|
Siarkawy |
H2SO3 |
Siarczyny |
|
Węgiel |
H2CO3 |
Węglany |
|
Fosfor |
H3PO3 |
Fosforyny |
|
Fluorowodny (fluorowy) |
Fluorki |
|
|
Solny (sól) |
Chlorki |
|
|
Chlor |
HClO4 |
Nadchlorany |
|
Chlorawy |
HClO3 |
Chlorany |
|
Podchlorany |
HClO |
Podchloryny |
|
Chrom |
H2CrO4 |
Chromiany |
|
Cyjanowodór (cyjankowy) |
Cyjanek |
|
Otrzymywanie kwasów
1. Kwasy beztlenowe można otrzymać przez bezpośrednie połączenie niemetali z wodorem:
H2 + Cl2 → 2HCl,
H 2 + S H 2 S.
2. Kwasy zawierające tlen można często otrzymać przez bezpośrednie połączenie tlenków kwasowych z wodą:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4,
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,
P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3.
3. Zarówno kwasy beztlenowe, jak i zawierające tlen można otrzymać w wyniku reakcji wymiany pomiędzy solami i innymi kwasami:
BaBr2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.
4. W niektórych przypadkach reakcje redoks można wykorzystać do wytworzenia kwasów:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.
Właściwości chemiczne kwasów
1. Najbardziej charakterystyczną właściwością chemiczną kwasów jest ich zdolność do reagowania z zasadami (oraz tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi) tworząc sole, np.:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,
2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O.
2. Zdolność do oddziaływania z niektórymi metalami w szeregach napięć aż do wodoru, z wydzielaniem wodoru:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. W przypadku soli, jeśli tworzy się słabo rozpuszczalna sól lub substancja lotna:
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2,
2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2+ 2H 2O.
Należy pamiętać, że kwasy wielozasadowe dysocjują etapowo, a łatwość dysocjacji na każdym etapie maleje, dlatego w przypadku kwasów wielozasadowych zamiast soli średnich często tworzą się sole kwasowe (w przypadku nadmiaru reagującego kwasu):
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O.
4. Szczególnym przypadkiem oddziaływania kwas-zasada jest reakcja kwasów ze wskaźnikami, prowadząca do zmiany koloru, co od dawna wykorzystuje się do jakościowego wykrywania kwasów w roztworach. Tak więc lakmus zmienia kolor w kwaśnym środowisku na czerwony.
5. Po podgrzaniu kwasy zawierające tlen rozkładają się na tlenek i wodę (najlepiej w obecności środka usuwającego wodę P2O5):
H2SO4 = H2O + SO3,
H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2.
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina