anossico:	Basicità	Nome del sale
HCl - cloridrico (cloridrico)	monobasico	cloruro
HBr - bromidrico	monobasico	bromuro
HI - ioduro	monobasico	ioduro
HF - fluoridrico (fluoridrico)	monobasico	fluoruro
H 2 S - acido solfidrico	dibasico	solfuro
Ossigenato:
HNO 3 - azoto	monobasico	nitrato
H 2 SO 3 - solforoso	dibasico	solfito
H 2 SO 4 - solforico	dibasico	solfato
H 2 CO 3 - carbone	dibasico	carbonato
H 2 SiO 3 - silicio	dibasico	silicato
H 3 PO 4 - ortofosforico	tripartito	ortofosfato

Sali - sostanze complesse costituite da atomi di metallo e residui acidi. Questa è la classe più numerosa di composti inorganici.

Classificazione. Per composizione e proprietà: medio, acido, basico, doppio, misto, complesso

Sali medi sono prodotti della completa sostituzione degli atomi di idrogeno di un acido polibasico con atomi di metallo.

Quando dissociati, vengono prodotti solo cationi metallici (o NH 4 +). Per esempio:

Na 2 SO 4 ® 2Na + + SO

CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -

Sali acidi sono prodotti della sostituzione incompleta di atomi di idrogeno di un acido polibasico con atomi di metallo.

Quando dissociati, danno cationi metallici (NH 4 +), ioni idrogeno e anioni di un residuo acido, ad esempio:

NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + + CO .

Sali basici sono prodotti di sostituzione incompleta dei gruppi OH - la base corrispondente per i residui acidi.

Dopo la dissociazione, vengono prodotti cationi metallici, anioni idrossile e un residuo acido.

Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .

doppi sali contengono due cationi metallici e alla dissociazione danno due cationi e un anione.

KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO

Sali complessi contengono cationi o anioni complessi.

Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -

Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -

Relazione genetica tra diverse classi di composti

PARTE SPERIMENTALE

Attrezzature e utensili: treppiede con provette, rondella, lampada a spirito.

Reagenti e materiali: fosforo rosso, ossido di zinco, granuli di Zn, polvere di calce spenta Ca (OH) 2, 1 mol / dm 3 soluzioni di NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HCl, H 2 SO 4, carta indicatrice universale, soluzione fenolftaleina, arancia metilica, acqua distillata.

Ordine di lavoro

1. Versare l'ossido di zinco in due provette; aggiungere una soluzione acida (HCl o H 2 SO 4) a una, una soluzione alcalina (NaOH o KOH) all'altra e scaldare leggermente su una lampada ad alcool.

Osservazioni: L'ossido di zinco si dissolve in una soluzione di acido e alcali?

Scrivi equazioni

Conclusioni: 1. A quale tipo di ossidi appartiene ZnO?

2. Quali proprietà hanno gli ossidi anfoteri?

Preparazione e proprietà degli idrossidi

2.1. Immergere la punta della striscia indicatrice universale in una soluzione alcalina (NaOH o KOH). Confronta il colore ottenuto della striscia indicatrice con la scala cromatica standard.

Osservazioni: Registrare il valore del pH della soluzione.

2.2. Prendere quattro provette, versare 1 ml di soluzione di ZnSO 4 nella prima, СuSO 4 nella seconda, AlCl 3 nella terza, FeCl 3 nella quarta. Aggiungere 1 ml di soluzione di NaOH a ciascuna provetta. Scrivi osservazioni ed equazioni per le reazioni che hanno luogo.

Osservazioni: La precipitazione si verifica quando l'alcali viene aggiunto a una soluzione salina? Specificare il colore del precipitato.

Scrivi equazioni reazioni in corso (in forma molecolare e ionica).

Conclusioni: Come si ottengono gli idrossidi metallici?

2.3. Trasferire metà dei precipitati ottenuti nell'esperimento 2.2 in altre provette. Su una parte del precipitato, agire con una soluzione di H 2 SO 4 sull'altra - con una soluzione di NaOH.

Osservazioni: La precipitazione si dissolve quando si aggiungono alcali e acidi alla precipitazione?

Scrivi equazioni reazioni in corso (in forma molecolare e ionica).

Conclusioni: 1. Che tipo di idrossidi sono Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Сu (OH) 2, Fe (OH) 3?

2. Quali proprietà hanno gli idrossidi anfoteri?

Ottenere sali.

3.1. Versare 2 ml di soluzione di CuSO 4 in una provetta e immergere l'unghia pulita in questa soluzione. (La reazione è lenta, i cambiamenti sulla superficie dell'unghia compaiono dopo 5-10 minuti).

Osservazioni: Ci sono cambiamenti sulla superficie dell'unghia? Cosa viene depositato?

Scrivi un'equazione per una reazione redox.

Conclusioni: Tenendo conto di una serie di sollecitazioni dei metalli, indicare il metodo per ottenere i sali.

3.2. Mettere un granulo di zinco in una provetta e aggiungere la soluzione di HCl.

Osservazioni: C'è qualche evoluzione del gas?

Scrivi un'equazione

Conclusioni: Ci spieghi questo metodo per ottenere i sali?

3.3. Versare un po' di polvere di calce spenta Ca (OH) 2 in una provetta e aggiungere una soluzione di HCl.

Osservazioni: C'è un'evoluzione del gas?

Scrivi un'equazione la reazione in corso (in forma molecolare e ionica).

Conclusione: 1. Che tipo di reazione è l'interazione di idrossido e acido?

2. Quali sostanze sono i prodotti di questa reazione?

3.5. Versare 1 ml di soluzioni saline in due provette: nella prima - solfato di rame, nella seconda - cloruro di cobalto. Aggiungere a entrambi i tubi goccia a goccia soluzione di idrossido di sodio fino a precipitazione. Quindi aggiungere un eccesso di alcali in entrambe le provette.

Osservazioni: Indicare i cambiamenti di colore dei precipitati nelle reazioni.

Scrivi un'equazione la reazione in corso (in forma molecolare e ionica).

Conclusione: 1. Come risultato di quali reazioni si formano i sali basici?

2. Come si possono convertire i sali basici in sali medi?

Compiti di controllo:

1. Dalle sostanze elencate, scrivi le formule di sali, basi, acidi: Ca (OH) 2, Ca (NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH
Zn (OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4.

2. Specificare le formule degli ossidi corrispondenti alle sostanze elencate H 2 SO 4, H 3 AsO 3, Bi (OH) 3, H 2 MnO 4, Sn (OH) 2, KOH, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, Ge ( OH) 4 .

3. Quali idrossidi sono anfoteri? Scrivi le equazioni di reazione che caratterizzano l'anfotericità dell'idrossido di alluminio e dell'idrossido di zinco.

4. Quale dei seguenti composti interagirà a coppie: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Crea equazioni di possibili reazioni.

Lavoro di laboratorio n. 2 (4 ore)

Argomento: Analisi qualitativa di cationi e anioni

Obbiettivo: padroneggiare la tecnica per eseguire reazioni qualitative e di gruppo a cationi e anioni.

PARTE TEORICA

Il compito principale dell'analisi qualitativa è stabilire la composizione chimica delle sostanze che si trovano in vari oggetti (materiali biologici, farmaci, cibo, oggetti ambientali). In questo lavoro consideriamo l'analisi qualitativa delle sostanze inorganiche che sono elettroliti, ovvero, appunto, l'analisi qualitativa degli ioni. Dalla totalità degli ioni presenti sono stati selezionati i più importanti in termini medici e biologici: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K +, Mg 2+, Cl -, PO, CO, ecc.). Molti di questi ioni si trovano in vari farmaci e alimenti.

Nell'analisi qualitativa non vengono utilizzate tutte le possibili reazioni, ma solo quelle che sono accompagnate da un distinto effetto analitico. Gli effetti analitici più comuni sono: la comparsa di un nuovo colore, il rilascio di gas, la formazione di un precipitato.

Esistono due approcci fondamentalmente diversi all'analisi qualitativa: frazionario e sistematico . In un'analisi sistematica, i reagenti di gruppo sono necessariamente utilizzati per separare gli ioni presenti in gruppi separati e in alcuni casi in sottogruppi. Per fare ciò, alcuni degli ioni vengono trasferiti alla composizione di composti insolubili e alcuni degli ioni vengono lasciati in soluzione. Dopo aver separato il precipitato dalla soluzione, vengono analizzati separatamente.

Ad esempio, in soluzione sono presenti ioni A1 3+, Fe 3+ e Ni 2+. Se questa soluzione viene esposta a un eccesso di alcali, precipita un precipitato di Fe (OH) 3 e Ni (OH) 2 e gli ioni [A1 (OH) 4] rimangono nella soluzione. Il precipitato contenente idrossidi di ferro e nichel, se trattato con ammoniaca, si dissolverà parzialmente a causa del passaggio a una soluzione di 2+. Pertanto, con l'aiuto di due reagenti - alcali e ammoniaca, sono state ottenute due soluzioni: una conteneva ioni [А1(OH) 4 ] - , l'altra conteneva ioni 2+ e un precipitato di Fe(OH) 3 . Con l'aiuto di reazioni caratteristiche, viene dimostrata la presenza di determinati ioni nelle soluzioni e nel precipitato, che deve essere prima sciolto.

L'analisi sistematica viene utilizzata principalmente per rilevare gli ioni in miscele multicomponenti complesse. Richiede molto tempo, ma il suo vantaggio risiede nella facile formalizzazione di tutte le azioni che rientrano in uno schema chiaro (metodologia).

Per l'analisi frazionaria vengono utilizzate solo le reazioni caratteristiche. È ovvio che la presenza di altri ioni può distorcere significativamente i risultati della reazione (imposizione di colori uno sopra l'altro, precipitazioni indesiderate, ecc.). Per evitare ciò, l'analisi frazionaria utilizza principalmente reazioni altamente specifiche che danno un effetto analitico con un numero ridotto di ioni. Per reazioni di successo, è molto importante mantenere determinate condizioni, in particolare il pH. Molto spesso, nell'analisi frazionata, si deve ricorrere al mascheramento, cioè alla conversione di ioni in composti che non sono in grado di produrre un effetto analitico con il reagente prescelto. Ad esempio, la dimetilgliossima viene utilizzata per rilevare lo ione nichel. Un effetto analitico simile con questo reagente fornisce lo ione Fe 2+. Per rilevare Ni 2+, lo ione Fe 2+ viene convertito in un complesso fluoruro stabile 4- o ossidato a Fe 3+, ad esempio, con perossido di idrogeno.

L'analisi frazionaria viene utilizzata per rilevare gli ioni in miscele più semplici. Il tempo di analisi è notevolmente ridotto, tuttavia, allo sperimentatore è richiesta una conoscenza più approfondita degli schemi delle reazioni chimiche, poiché è piuttosto difficile prendere in considerazione tutti i possibili casi di reciproca influenza degli ioni sulla natura dell'analitica osservata effetti in una particolare tecnica.

Nella pratica analitica, il cd sistematico frazionario metodo. Con questo approccio viene utilizzato il numero minimo di reagenti di gruppo, che consente di delineare la tattica di analisi in termini generali, che viene poi eseguita con il metodo frazionario.

Secondo la tecnica di esecuzione delle reazioni analitiche, si distinguono le reazioni: sedimentarie; microcristalloscopico; accompagnato dal rilascio di prodotti gassosi; effettuato su carta; estrazione; colorato in soluzioni; colorazione della fiamma.

Quando si eseguono reazioni sedimentarie, è necessario notare il colore e la natura del precipitato (cristallino, amorfo), se necessario vengono eseguiti ulteriori test: si controlla la solubilità del precipitato in acidi forti e deboli, alcali e ammoniaca e un eccesso del reagente. Quando si effettuano reazioni accompagnate dall'evoluzione del gas, si notano il suo colore e l'odore. In alcuni casi vengono eseguiti test aggiuntivi.

Ad esempio, se si assume che il gas sviluppato sia monossido di carbonio (IV), si passa attraverso un eccesso di acqua di calce.

Nell'analisi frazionaria e sistematica, le reazioni sono ampiamente utilizzate in cui appare un nuovo colore, molto spesso si tratta di reazioni di complessazione o reazioni redox.

In alcuni casi, è conveniente eseguire tali reazioni su carta (reazioni di caduta). I reagenti che non si decompongono in condizioni normali vengono applicati in anticipo sulla carta. Quindi, per rilevare idrogeno solforato o ioni solfuro, viene utilizzata carta impregnata di nitrato di piombo [l'annerimento si verifica a causa della formazione di solfuro di piombo (II)]. Molti agenti ossidanti vengono rilevati utilizzando carta di amido di iodio, i. carta impregnata con soluzioni di ioduro di potassio e amido. Nella maggior parte dei casi, i reagenti necessari vengono applicati alla carta durante la reazione, ad esempio alizarina per lo ione A1 3+, cupron per lo ione Cu 2+, ecc. Per migliorare il colore, a volte viene utilizzata l'estrazione in un solvente organico . Le reazioni di colore della fiamma vengono utilizzate per i test preliminari.

acidi sono chiamate sostanze complesse, la cui composizione delle molecole comprende atomi di idrogeno che possono essere sostituiti o scambiati con atomi di metallo e un residuo acido.

A seconda della presenza o assenza di ossigeno nella molecola, gli acidi si dividono in contenenti ossigeno(H 2 SO 4 acido solforico, H 2 SO 3 acido solforoso, HNO 3 acido nitrico, H 3 PO 4 acido fosforico, H 2 CO 3 acido carbonico, H 2 SiO 3 acido silicico) e anossico(acido fluoridrico HF, acido cloridrico HCl (acido cloridrico), acido bromidrico HBr, acido idroiodico HI, acido idrosolfuro H 2 S).

A seconda del numero di atomi di idrogeno in una molecola acida, gli acidi sono monobasici (con 1 atomo di H), dibasici (con 2 atomi di H) e tribasici (con 3 atomi di H). Ad esempio, l'acido nitrico HNO 3 è monobasico, poiché nella sua molecola è presente un atomo di idrogeno, l'acido solforico H 2 SO 4 – dibasico, ecc.

Ci sono pochissimi composti inorganici contenenti quattro atomi di idrogeno che possono essere sostituiti da un metallo.

La parte di una molecola acida priva di idrogeno è chiamata residuo acido.

residuo acido possono essere costituiti da un atomo (-Cl, -Br, -I) - si tratta di semplici residui acidi, oppure possono - da un gruppo di atomi (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - si tratta di residui complessi .

Nelle soluzioni acquose, i residui acidi non vengono distrutti durante le reazioni di scambio e sostituzione:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

La parola anidride significa anidro, cioè un acido senz'acqua. Per esempio,

H 2 SO 4 - H 2 O → SO 3. Gli acidi anossici non hanno anidridi.

Gli acidi prendono il nome dal nome dell'elemento che forma acido (agente che forma acido) con l'aggiunta delle terminazioni "naya" e meno spesso "vaya": H 2 SO 4 - solforico; H 2 SO 3 - carbone; H 2 SiO 3 - silicio, ecc.

L'elemento può formare diversi acidi dell'ossigeno. In questo caso, le desinenze indicate nel nome degli acidi saranno quando l'elemento mostra la valenza più alta (la molecola acida ha un grande contenuto di atomi di ossigeno). Se l'elemento presenta una valenza inferiore, la desinenza nel nome dell'acido sarà "puro": HNO 3 - nitrico, HNO 2 - nitroso.

Gli acidi possono essere ottenuti sciogliendo le anidridi in acqua. Se le anidridi sono insolubili in acqua, l'acido può essere ottenuto dall'azione di un altro acido più forte sul sale dell'acido richiesto. Questo metodo è tipico sia per l'ossigeno che per gli acidi anossici. Gli acidi anossici si ottengono anche per sintesi diretta da idrogeno e non metallo, seguita dalla dissoluzione del composto risultante in acqua:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Soluzioni delle sostanze gassose risultanti HCl e H 2 S e sono acidi.

In condizioni normali, gli acidi sono sia liquidi che solidi.

Proprietà chimiche degli acidi

Le soluzioni acide agiscono sugli indicatori. Tutti gli acidi (tranne l'acido silicico) si dissolvono bene in acqua. Sostanze speciali: gli indicatori consentono di determinare la presenza di acido.

Gli indicatori sono sostanze di struttura complessa. Cambiano colore a seconda dell'interazione con diverse sostanze chimiche. Nelle soluzioni neutre hanno un colore, nelle soluzioni di basi, un altro. Quando interagiscono con l'acido, cambiano colore: l'indicatore arancione metile diventa rosso, anche l'indicatore tornasole diventa rosso.

Interagisci con le basi con formazione di acqua e sale, che contiene un residuo acido immodificato (reazione di neutralizzazione):

H 2 SO 4 + Ca (OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Interagire con gli ossidi a base con formazione di acqua e sale (reazione di neutralizzazione). Il sale contiene il residuo acido dell'acido che è stato utilizzato nella reazione di neutralizzazione:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

interagire con i metalli. Per l'interazione degli acidi con i metalli, devono essere soddisfatte determinate condizioni:

1. il metallo deve essere sufficientemente attivo rispetto agli acidi (nella serie di attività dei metalli, deve trovarsi prima dell'idrogeno). Più un metallo si trova a sinistra nella serie di attività, più intensamente interagisce con gli acidi;

2. L'acido deve essere abbastanza forte (cioè in grado di donare ioni H + idrogeno).

Nel corso delle reazioni chimiche di un acido con i metalli, si forma un sale e viene rilasciato idrogeno (ad eccezione dell'interazione dei metalli con acidi nitrico e solforico concentrato):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Avete domande? Vuoi saperne di più sugli acidi?
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acidi sono chiamate sostanze complesse, la cui composizione delle molecole comprende atomi di idrogeno che possono essere sostituiti o scambiati con atomi di metallo e un residuo acido.

A seconda della presenza o assenza di ossigeno nella molecola, gli acidi si dividono in contenenti ossigeno(H 2 SO 4 acido solforico, H 2 SO 3 acido solforoso, HNO 3 acido nitrico, H 3 PO 4 acido fosforico, H 2 CO 3 acido carbonico, H 2 SiO 3 acido silicico) e anossico(acido fluoridrico HF, acido cloridrico HCl (acido cloridrico), acido bromidrico HBr, acido idroiodico HI, acido idrosolfuro H 2 S).

A seconda del numero di atomi di idrogeno in una molecola acida, gli acidi sono monobasici (con 1 atomo di H), dibasici (con 2 atomi di H) e tribasici (con 3 atomi di H). Ad esempio, l'acido nitrico HNO 3 è monobasico, poiché nella sua molecola è presente un atomo di idrogeno, l'acido solforico H 2 SO 4 – dibasico, ecc.

Ci sono pochissimi composti inorganici contenenti quattro atomi di idrogeno che possono essere sostituiti da un metallo.

La parte di una molecola acida priva di idrogeno è chiamata residuo acido.

residuo acido possono essere costituiti da un atomo (-Cl, -Br, -I) - si tratta di semplici residui acidi, oppure possono - da un gruppo di atomi (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - si tratta di residui complessi .

Nelle soluzioni acquose, i residui acidi non vengono distrutti durante le reazioni di scambio e sostituzione:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

La parola anidride significa anidro, cioè un acido senz'acqua. Per esempio,

H 2 SO 4 - H 2 O → SO 3. Gli acidi anossici non hanno anidridi.

Gli acidi prendono il nome dal nome dell'elemento che forma acido (agente che forma acido) con l'aggiunta delle terminazioni "naya" e meno spesso "vaya": H 2 SO 4 - solforico; H 2 SO 3 - carbone; H 2 SiO 3 - silicio, ecc.

L'elemento può formare diversi acidi dell'ossigeno. In questo caso, le desinenze indicate nel nome degli acidi saranno quando l'elemento mostra la valenza più alta (la molecola acida ha un grande contenuto di atomi di ossigeno). Se l'elemento presenta una valenza inferiore, la desinenza nel nome dell'acido sarà "puro": HNO 3 - nitrico, HNO 2 - nitroso.

Gli acidi possono essere ottenuti sciogliendo le anidridi in acqua. Se le anidridi sono insolubili in acqua, l'acido può essere ottenuto dall'azione di un altro acido più forte sul sale dell'acido richiesto. Questo metodo è tipico sia per l'ossigeno che per gli acidi anossici. Gli acidi anossici si ottengono anche per sintesi diretta da idrogeno e non metallo, seguita dalla dissoluzione del composto risultante in acqua:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Soluzioni delle sostanze gassose risultanti HCl e H 2 S e sono acidi.

In condizioni normali, gli acidi sono sia liquidi che solidi.

Proprietà chimiche degli acidi

Le soluzioni acide agiscono sugli indicatori. Tutti gli acidi (tranne l'acido silicico) si dissolvono bene in acqua. Sostanze speciali: gli indicatori consentono di determinare la presenza di acido.

Gli indicatori sono sostanze di struttura complessa. Cambiano colore a seconda dell'interazione con diverse sostanze chimiche. Nelle soluzioni neutre hanno un colore, nelle soluzioni di basi, un altro. Quando interagiscono con l'acido, cambiano colore: l'indicatore arancione metile diventa rosso, anche l'indicatore tornasole diventa rosso.

Interagisci con le basi con formazione di acqua e sale, che contiene un residuo acido immodificato (reazione di neutralizzazione):

H 2 SO 4 + Ca (OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Interagire con gli ossidi a base con formazione di acqua e sale (reazione di neutralizzazione). Il sale contiene il residuo acido dell'acido che è stato utilizzato nella reazione di neutralizzazione:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

interagire con i metalli. Per l'interazione degli acidi con i metalli, devono essere soddisfatte determinate condizioni:

1. il metallo deve essere sufficientemente attivo rispetto agli acidi (nella serie di attività dei metalli, deve trovarsi prima dell'idrogeno). Più un metallo si trova a sinistra nella serie di attività, più intensamente interagisce con gli acidi;

2. L'acido deve essere abbastanza forte (cioè in grado di donare ioni H + idrogeno).

Nel corso delle reazioni chimiche di un acido con i metalli, si forma un sale e viene rilasciato idrogeno (ad eccezione dell'interazione dei metalli con acidi nitrico e solforico concentrato):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

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Vengono chiamate sostanze che si dissociano in soluzioni per formare ioni idrogeno.

Gli acidi sono classificati in base alla loro forza, basicità e presenza o assenza di ossigeno nella composizione dell'acido.

Per forzagli acidi si dividono in forti e deboli. Gli acidi forti più importanti sono nitrico HNO 3 , H 2 SO 4 solforico e HCl cloridrico.

Dalla presenza di ossigeno distinguere gli acidi contenenti ossigeno ( HNO3, H3PO4 ecc.) e acidi anossici ( HCl, H 2 S , HCN, ecc.).

Per basicità, cioè. in base al numero di atomi di idrogeno in una molecola acida che può essere sostituita da atomi di metallo per formare un sale, gli acidi si dividono in monobasici (ad esempio, HNO 3, HCl), dibasico (H 2 S, H 2 SO 4), tribasico (H 3 PO 4 ), ecc.

I nomi degli acidi privi di ossigeno derivano dal nome del non metallo con l'aggiunta della desinenza -idrogeno: HCl - acido cloridrico, H 2 S e - acido idroselenico, HCN - acido cianidrico.

I nomi degli acidi contenenti ossigeno sono anche formati dal nome russo dell'elemento corrispondente con l'aggiunta della parola "acido". Allo stesso tempo, il nome dell'acido in cui l'elemento si trova nel più alto stato di ossidazione termina in "naya" o "ova", ad esempio, H2SO4 - acido solforico, HClO 4 - acido perclorico, H 3 AsO 4 - acido arsenico. Con una diminuzione del grado di ossidazione dell'elemento che forma acido, le terminazioni cambiano nella seguente sequenza: "ovale" ( HClO 3 - acido clorico), "puro" ( HClO 2 - acido cloro), "traballante" ( HO Cl - acido ipocloroso). Se l'elemento forma acidi, essendo in due soli stati di ossidazione, il nome dell'acido corrispondente allo stato di ossidazione più basso dell'elemento riceve la desinenza "puro" ( HNO3 - L'acido nitrico, HNO 2 - acido nitroso).

Tabella - Gli acidi più importanti ei loro sali

Acido		Nomi dei sali normali corrispondenti
Nome	Formula
Azoto	HNO3	Nitrati
azotato	HNO 2	Nitriti
borico (ortoborico)	H3BO3	Borati (ortoborati)
Idrobromico		bromuri
Iodio		ioduri
Silicio	H2SiO3	silicati
manganese	HMnO 4	Permanganati
Metafosforico	HPO 3	Metafosfati
Arsenico	H 3 AsO 4	Arsenati
Arsenico	H 3 AsO 3	Arseniti
ortofosforico	H3PO4	Ortofosfati (fosfati)
Difosforico (pirofosforico)	H4P2O7	Difosfati (pirofosfati)
dicromo	H2Cr2O7	dicromati
solforico	H2SO4	solfati
solforosa	H2SO3	solfiti
Carbone	H2CO3	carbonati
Fosforo	H3PO3	Fosfiti
Idrofluoridrico (fluoridrico)		fluoruri
Cloridrico (cloridrico)		cloruri
Clorico	HClO 4	perclorati
Cloro	HClO 3	clorati
ipocloroso	HClO	Ipocloriti
Cromo	H2CrO4	cromati
Acido cianidrico (cianidrico)		cianuri

Ottenere acidi

1. Gli acidi anossici possono essere ottenuti per combinazione diretta di non metalli con idrogeno:

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Gli acidi contenenti ossigeno possono essere spesso ottenuti combinando direttamente ossidi acidi con acqua:

COSÌ 3 + H 2 O \u003d H 2 COSÌ 4,

CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3,

P 2 O 5 + H 2 O \u003d 2 HPO 3.

3. Sia gli acidi privi di ossigeno che quelli contenenti ossigeno possono essere ottenuti mediante reazioni di scambio tra sali e altri acidi:

BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. In alcuni casi, le reazioni redox possono essere utilizzate per ottenere acidi:

H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4,

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.

Proprietà chimiche degli acidi

1. La proprietà chimica più caratteristica degli acidi è la loro capacità di reagire con le basi (oltre che con gli ossidi basici e anfoteri) per formare sali, ad esempio:

H 2 SO 4 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

2HNO 3 + FeO \u003d Fe (NO 3) 2 + H 2 O,

2 HCl + ZnO \u003d ZnCl 2 + H 2 O.

2. La capacità di interagire con alcuni metalli nella serie di tensioni fino all'idrogeno, con rilascio di idrogeno:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2,

2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2.

3. Con i sali, se si forma un sale poco solubile o una sostanza volatile:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na 2 CO 3 \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2,

2KHCO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2+ 2H2O.

Si noti che gli acidi polibasici si dissociano in passaggi e la facilità di dissociazione in ciascuno dei passaggi diminuisce, quindi, per gli acidi polibasici, si formano spesso sali acidi invece di sali medi (nel caso di un eccesso dell'acido reagente):

Na 2 S + H 3 PO 4 \u003d Na 2 HPO 4 + H 2 S,

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.

4. Un caso speciale di interazione acido-base è la reazione degli acidi con gli indicatori, che porta a un cambiamento di colore, che è stato a lungo utilizzato per il rilevamento qualitativo degli acidi nelle soluzioni. Quindi, il tornasole cambia colore in un ambiente acido in rosso.

5. Quando riscaldati, gli acidi contenenti ossigeno si decompongono in ossido e acqua (preferibilmente in presenza di un agente di rimozione dell'acqua P2O5):

H 2 SO 4 \u003d H 2 O + SO 3,

H 2 SiO 3 \u003d H 2 O + SiO 2.

MV Andryukhova, LN Borodino

7. Acidi. Sale. Relazioni tra classi di sostanze inorganiche

7.1. acidi

Gli acidi sono elettroliti, durante la dissociazione dei quali si formano solo cationi idrogeno H + come ioni carichi positivamente (più precisamente, ioni idronio H 3 O +).

Altra definizione: gli acidi sono sostanze complesse costituite da un atomo di idrogeno e da residui acidi (Tabella 7.1).

Tabella 7.1

Formule e nomi di alcuni acidi, residui acidi e sali

Formula acida	Nome dell'acido	Residuo acido (anione)	Nome dei sali (medio)
HF	Idrofluoridrico (fluoridrico)	F-	fluoruri
HCl	Cloridrico (cloridrico)	Cl-	cloruri
HBr	Idrobromico	Br-	bromuri
CIAO	Idroico	IO-	ioduri
H 2 S	Idrogeno solforato	S2-	solfuri
H2SO3	solforosa	SO 3 2 -	solfiti
H2SO4	solforico	SO 4 2 -	solfati
HNO 2	azotato	NO 2 -	Nitriti
HNO3	Azoto	NUMERO 3 -	Nitrati
H2SiO3	Silicio	SiO 3 2 -	silicati
HPO 3	Metafosforico	PO 3 -	Metafosfati
H3PO4	ortofosforico	PO 4 3 -	Ortofosfati (fosfati)
H4P2O7	Pirofosforico (bifosforico)	P 2 O 7 4 -	Pirofosfati (difosfati)
HMnO 4	manganese	MnO 4 -	Permanganati
H2CrO4	Cromo	CrO 4 2 -	cromati
H2Cr2O7	dicromo	Cr 2 O 7 2 -	Dicromati (bicromati)
H 2 SeO 4	Selenico	SeO 4 2 -	selena
H3BO3	Bornaya	BO 3 3 -	Ortoborati
HClO	ipocloroso	ClO-	Ipocloriti
HClO 2	Cloruro	ClO 2 -	cloriti
HClO 3	Cloro	ClO 3 -	clorati
HClO 4	Clorico	ClO 4 -	perclorati
H2CO3	Carbone	CO 3 3 -	carbonati
CH3COOH	Acetico	CH 3 COO −	Acetati
HCOOH	Formico	HCOO-	Formati

In condizioni normali, gli acidi possono essere solidi (H 3 PO 4 , H 3 BO 3 , H 2 SiO 3 ) e liquidi (HNO 3 , H 2 SO 4 , CH 3 COOH). Questi acidi possono esistere sia in forma individuale (forma al 100%) che sotto forma di soluzioni diluite e concentrate. Ad esempio, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH sono noti sia singolarmente che in soluzione.

Un certo numero di acidi è noto solo in soluzioni. Questi sono tutti idroalici (HCl, HBr, HI), acido solfidrico H 2 S, cianidrico (HCN cianidrico), carbone H 2 CO 3, acido solforoso H 2 SO 3, che sono soluzioni di gas in acqua. Ad esempio, l'acido cloridrico è una miscela di HCl e H 2 O, il carbone è una miscela di CO 2 e H 2 O. È chiaro che usare l'espressione "soluzione di acido cloridrico" è sbagliato.

La maggior parte degli acidi sono solubili in acqua, l'acido silicico H 2 SiO 3 è insolubile. La stragrande maggioranza degli acidi ha una struttura molecolare. Esempi di formule strutturali di acidi:

Nella maggior parte delle molecole acide contenenti ossigeno, tutti gli atomi di idrogeno sono legati all'ossigeno. Ma ci sono delle eccezioni:

Gli acidi sono classificati in base a una serie di caratteristiche (Tabella 7.2).

Tabella 7.2

Classificazione acida

Segno di classificazione	Tipo acido	Esempi
Il numero di ioni idrogeno formati durante la completa dissociazione di una molecola di acido	Monobasico	HCl, HNO 3 , CH 3 COOH
	Dibasico	H 2 SO 4 , H 2 S, H 2 CO 3
	Tribasico	H 3 PO 4 , H 3 AsO 4
La presenza o l'assenza di un atomo di ossigeno nella molecola	Contenenti ossigeno (idrossidi acidi, oxoacidi)	HNO 2 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 4
	anossico	HF, H2S, HCN
Grado di dissociazione (forza)	Forte (completamente dissociato, elettroliti forti)	HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (diff), HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7
	Debole (elettroliti parzialmente dissociati, deboli)	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, H 2 SO 4 (conc)
Proprietà ossidanti	Agenti ossidanti dovuti a ioni H + (acidi condizionalmente non ossidanti)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (diff), H 3 PO 4 , CH 3 COOH
	Agenti ossidanti dovuti all'anione (acidi ossidanti)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (conc), H 2 Cr 2 O 7
	Agenti riducenti gli anioni	HCl, HBr, HI, H 2 S (ma non HF)
Stabilità termica	Esiste solo nelle soluzioni	H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , HClO, HClO 2
	Si decompone facilmente quando riscaldato	H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3
	Termicamente stabile	H 2 SO 4 (conc), H 3 PO 4

Tutte le proprietà chimiche generali degli acidi sono dovute alla presenza nelle loro soluzioni acquose di un eccesso di cationi idrogeno H + (H 3 O +).

1. A causa di un eccesso di ioni H +, le soluzioni acquose di acidi cambiano il colore del tornasole viola e arancio metile in rosso (la fenolftaleina non cambia colore, rimane incolore). In una soluzione acquosa di acido carbonico debole, il tornasole non è rosso, ma rosa; una soluzione su un precipitato di acido silicico molto debole non cambia affatto il colore degli indicatori.

2. Gli acidi interagiscono con ossidi basici, basi e idrossidi anfoteri, idrato di ammoniaca (vedi Cap. 6).

Esempio 7.1. Per effettuare la trasformazione BaO → BaSO 4 si possono utilizzare: a) SO 2; b) H 2 SO 4; c) Na 2 SO 4; d) SO3.

Soluzione. La trasformazione può essere effettuata utilizzando H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 non reagisce con BaO e nella reazione di BaO con SO 2 si forma solfito di bario:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Risposta: 3).

3. Gli acidi reagiscono con l'ammoniaca e le sue soluzioni acquose per formare sali di ammonio:

HCl + NH 3 \u003d NH 4 Cl - cloruro di ammonio;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - solfato di ammonio.

4. Gli acidi non ossidanti con la formazione di un sale e il rilascio di idrogeno reagiscono con i metalli situati nella riga di attività all'idrogeno:

H 2 SO 4 (differenza) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn \u003d ZnCl 2 \u003d H 2

L'interazione degli acidi ossidanti (HNO 3 , H 2 SO 4 (conc)) con i metalli è molto specifica ed è considerata nello studio della chimica degli elementi e dei loro composti.

5. Gli acidi interagiscono con i sali. La reazione ha una serie di caratteristiche:

a) nella maggior parte dei casi, quando un acido più forte reagisce con un sale di un acido più debole, si forma un sale di un acido debole e un acido debole, o, come si suol dire, un acido più forte soppianta uno più debole. La serie della forza decrescente degli acidi si presenta così:

Esempi di reazioni in corso:

2HCl + Na 2 CO 3 \u003d 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 \u003d 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2

3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4

Non interagiscono tra loro, ad esempio KCl e H 2 SO 4 (diff), NaNO 3 e H 2 SO 4 (diff), K 2 SO 4 e HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 e H 2 CO 3 , CH 3 COOK e H 2 CO 3 ;

b) in alcuni casi, un acido più debole soppianta uno più forte dal sale:

CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4

3AgNO 3 (razb) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.

Tali reazioni sono possibili quando i precipitati dei sali risultanti non si dissolvono negli acidi forti diluiti risultanti (H 2 SO 4 e HNO 3);

c) nel caso di formazione di precipitati insolubili in acidi forti, è possibile una reazione tra un acido forte ed un sale formato da un altro acido forte:

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Esempio 7.2. Indicare la serie in cui sono riportate le formule delle sostanze che reagiscono con H 2 SO 4 (diff).

1) Zn, Al 2 O 3, KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF; 2) Cu (OH) 2, K 2 CO 3, Ag; 4) Na 2 SO 3, Mg, Zn (OH) 2.

Soluzione. Tutte le sostanze della serie 4 interagiscono con H 2 SO 4 (razb):

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2

Mg + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = Zn SO 4 + 2H 2 O

Nella riga 1) la reazione con KCl (p-p) non è fattibile, nella riga 2) - con Ag, nella riga 3) - con NaNO 3 (p-p).

Risposta: 4).

6. L'acido solforico concentrato si comporta in modo molto specifico nelle reazioni con i sali. È un acido non volatile e termicamente stabile, quindi sposta tutti gli acidi forti dai sali solidi (!), poiché sono più volatili di H 2 SO 4 (conc):

KCl (tv) + H 2 SO 4 (conc) KHSO 4 + HCl

2KCl (tv) + H 2 SO 4 (conc) K 2 SO 4 + 2HCl

I sali formati da acidi forti (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagiscono solo con acido solforico concentrato e solo allo stato solido

Esempio 7.3. L'acido solforico concentrato, a differenza dell'acido solforico diluito, reagisce:

3) KNO 3 (TV);

Soluzione. Entrambi gli acidi reagiscono con KF, Na 2 CO 3 e Na 3 PO 4 e solo H 2 SO 4 (conc) reagiscono con KNO 3 (tv).

Risposta: 3).

I metodi per ottenere gli acidi sono molto diversi.

Acidi anossici ricevere:

• sciogliendo i gas corrispondenti in acqua:

HCl (g) + H 2 O (g) → HCl (p-p)

H 2 S (g) + H 2 O (g) → H 2 S (soluzione)

• dai sali per spostamento di acidi più o meno volatili:

FeS + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 S

KCl (tv) + H 2 SO 4 (conc) = KHSO 4 + HCl

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3

acidi ossigenati ricevere:

• sciogliendo i corrispondenti ossidi acidi in acqua, mentre lo stato di ossidazione dell'elemento acido nell'ossido e nell'acido rimane lo stesso (NO 2 è un'eccezione):

N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4

• ossidazione dei non metalli con acidi ossidanti:

S + 6HNO 3 (conc) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

• spostando un acido forte da un sale di un altro acido forte (se si forma un precipitato insolubile negli acidi risultanti):

Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 (razb) \u003d BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• spostamento di un acido volatile dai suoi sali da parte di un acido meno volatile.

A tale scopo, viene spesso utilizzato acido solforico concentrato termicamente stabile non volatile:

NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (conc) NaHSO 4 + HNO 3

KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (conc) KHSO 4 + HClO 4

• spostando un acido più debole dai suoi sali con un acido più forte:

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 ↓