Gli acidi possono essere classificati secondo diversi criteri:

1) La presenza di atomi di ossigeno nell'acido

2) Basicità acida

La basicità di un acido è il numero di atomi di idrogeno "mobili" nella sua molecola, in grado di scindersi dalla molecola di acido sotto forma di cationi di idrogeno H+ durante la dissociazione, e di essere anche sostituiti da atomi di metallo:

4) Solubilità

5) Sostenibilità

7) Proprietà ossidanti

Proprietà chimiche degli acidi

1. Capacità di dissociarsi

Gli acidi si dissociano in soluzioni acquose in cationi idrogeno e residui acidi. Come già accennato, gli acidi si dividono in ben dissocianti (forti) e poco dissocianti (deboli). Quando si scrive l'equazione di dissociazione per acidi monobasici forti, viene utilizzata una freccia che punta a destra () o un segno di uguale (=), che in realtà mostra l'irreversibilità di tale dissociazione. Ad esempio, l'equazione di dissociazione per acido cloridrico forte può essere scritta in due modi:

o in questa forma: HCl \u003d H + + Cl -

oppure in questo: HCl → H + + Cl -

Infatti, la direzione della freccia ci dice che il processo inverso di combinare cationi idrogeno con residui acidi (associazione) in acidi forti praticamente non si verifica.

Nel caso in cui vogliamo scrivere l'equazione per la dissociazione di un acido monobasico debole, dobbiamo usare due frecce al posto del segno nell'equazione. Questo segno riflette la reversibilità della dissociazione degli acidi deboli - nel loro caso, il processo inverso di combinazione di cationi idrogeno con residui acidi è fortemente pronunciato:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Gli acidi polibasici si dissociano gradualmente, cioè i cationi idrogeno non vengono distaccati dalle loro molecole contemporaneamente, ma a loro volta. Per questo motivo, la dissociazione di tali acidi è espressa non da una, ma da più equazioni, il cui numero è uguale alla basicità dell'acido. Ad esempio, la dissociazione dell'acido fosforico tribasico procede in tre fasi con il successivo distacco dei cationi H+:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Va notato che ogni fase successiva della dissociazione procede in misura minore rispetto alla precedente. Cioè, le molecole di H 3 PO 4 si dissociano meglio (in misura maggiore) degli ioni H 2 PO 4, che, a loro volta, si dissociano meglio degli ioni HPO 4 2-. Questo fenomeno è associato ad un aumento della carica di residui acidi, a seguito del quale aumenta la forza del legame tra loro e gli ioni H + positivi.

Tra gli acidi polibasici, l'acido solforico è un'eccezione. Poiché questo acido si dissocia bene in entrambi i passaggi, è consentito scrivere l'equazione della sua dissociazione in uno stadio:

H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2-

2. Interazione degli acidi con i metalli

Il settimo punto nella classificazione degli acidi, abbiamo indicato le loro proprietà ossidanti. È stato sottolineato che gli acidi sono ossidanti deboli e ossidanti forti. La stragrande maggioranza degli acidi (praticamente tutti tranne H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3) sono agenti ossidanti deboli, poiché possono mostrare la loro capacità ossidante solo a causa dei cationi idrogeno. Tali acidi possono ossidare dai metalli solo quelli che si trovano nella serie di attività a sinistra dell'idrogeno, mentre il sale del metallo corrispondente e l'idrogeno si formano come prodotti. Ad esempio:

H 2 SO 4 (diff.) + Zn Zn SO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Per quanto riguarda gli acidi ossidanti forti, cioè H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3, quindi l'elenco dei metalli su cui agiscono è molto più ampio e include sia tutti i metalli fino all'idrogeno nella serie di attività, sia quasi tutto dopo. Cioè, l'acido solforico concentrato e l'acido nitrico di qualsiasi concentrazione, ad esempio, ossideranno anche metalli inattivi come rame, mercurio e argento. Più in dettaglio, l'interazione dell'acido nitrico e dell'acido solforico concentrato con i metalli, nonché alcune altre sostanze per la loro specificità, saranno considerate separatamente alla fine di questo capitolo.

3. Interazione di acidi con ossidi basici e anfoteri

Gli acidi reagiscono con gli ossidi basici e anfoteri. L'acido silicico, essendo insolubile, non reagisce con gli ossidi basici poco attivi e gli ossidi anfoteri:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Interazione di acidi con basi e idrossidi anfoteri

HCl + NaOH H2O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al (OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Interazione degli acidi con i sali

Questa reazione procede se si forma un precipitato, un gas o un acido sostanzialmente più debole di quello che reagisce. Ad esempio:

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

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Proprietà ossidanti specifiche degli acidi nitrico e solforico concentrato

Come accennato in precedenza, l'acido nitrico in qualsiasi concentrazione, così come l'acido solforico esclusivamente allo stato concentrato, sono agenti ossidanti molto forti. In particolare, a differenza di altri acidi, ossidano non solo i metalli che sono fino all'idrogeno nella serie di attività, ma anche quasi tutti i metalli dopo di esso (tranne platino e oro).

Ad esempio, sono in grado di ossidare rame, argento e mercurio. Tuttavia, va fermamente afferrato il fatto che un certo numero di metalli (Fe, Cr, Al), nonostante siano abbastanza attivi (sono all'altezza dell'idrogeno), tuttavia non reagiscono con HNO 3 concentrato e H concentrato 2 SO 4 senza riscaldamento a causa del fenomeno della passivazione - sulla superficie di tali metalli si forma una pellicola protettiva di prodotti solidi di ossidazione, che non consente alle molecole di acido solforico concentrato e acido nitrico concentrato di penetrare in profondità nel metallo affinché la reazione proceda . Tuttavia, con un forte riscaldamento, la reazione continua.

Nel caso di interazione con metalli, i prodotti richiesti sono sempre il sale del metallo corrispondente e l'acido utilizzato, oltre all'acqua. Viene sempre isolato anche un terzo prodotto, la cui formula dipende da molti fattori, in particolare, come l'attività dei metalli, nonché la concentrazione degli acidi e la temperatura delle reazioni.

L'alto potere ossidante degli acidi solforico concentrato e nitrico concentrato consente loro di reagire non solo con praticamente tutti i metalli del range di attività, ma anche con molti non metalli solidi, in particolare con fosforo, zolfo e carbonio. La tabella seguente mostra chiaramente i prodotti dell'interazione degli acidi solforico e nitrico con metalli e non metalli, a seconda della concentrazione:

7. Proprietà riducenti degli acidi anossici

Tutti gli acidi anossici (tranne HF) possono presentare proprietà riducenti dovute all'elemento chimico che fa parte dell'anione, sotto l'azione di vari agenti ossidanti. Quindi, ad esempio, tutti gli acidi idroalici (tranne HF) sono ossidati da biossido di manganese, permanganato di potassio, dicromato di potassio. In questo caso, gli ioni alogenuri vengono ossidati in alogeni liberi:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Tra tutti gli acidi idroalici, l'acido idroiodico ha la maggiore attività riducente. A differenza di altri acidi idroalici, anche l'ossido ferrico e i sali possono ossidarlo.

6HI ​​+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

L'acido idrosolfuro H 2 S ha anche un'elevata attività riducente, anche un agente ossidante come l'anidride solforosa può ossidarlo.

acidi- elettroliti, durante la dissociazione di cui si formano solo ioni H + da ioni positivi:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -;

CH 3 COOH ↔ H + +CH 3 COO -.

Tutti gli acidi sono classificati in inorganici e organici (carbossilici), che hanno anche le proprie classificazioni (interne).

In condizioni normali esiste una quantità significativa di acidi inorganici allo stato liquido, alcuni allo stato solido (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Gli acidi organici con un massimo di 3 atomi di carbonio sono liquidi incolori facilmente mobili con un caratteristico odore pungente; gli acidi con 4-9 atomi di carbonio sono liquidi oleosi con un odore sgradevole e gli acidi con un gran numero di atomi di carbonio sono solidi insolubili in acqua.

Formule chimiche degli acidi

Considera le formule chimiche degli acidi usando l'esempio di diversi rappresentanti (sia inorganici che organici): acido cloridrico -HCl, acido solforico - H 2 SO 4, acido fosforico - H 3 PO 4, acido acetico - CH 3 COOH e acido benzoico - C 6 H5COOH. La formula chimica mostra la composizione qualitativa e quantitativa della molecola (quanti e quali atomi sono inclusi in un particolare composto) Usando la formula chimica, puoi calcolare il peso molecolare degli acidi (Ar (H) \u003d 1 amu, Ar ( Cl) \u003d 35.5). m.u., Ar(P) = 31 a.m.u., Ar(O) = 16 a.m.u., Ar(S) = 32 a.m.u., Ar(C) = 12 a.u.m.):

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Mr(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);

Mr(H 2 SO 4) \u003d 2 × 1 + 32 + 4 × 16 \u003d 2 + 32 + 64 \u003d 98.

Mr(H 3 PO 4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);

Mr(H 3 PO 4) \u003d 3 × 1 + 31 + 4 × 16 \u003d 3 + 31 + 64 \u003d 98.

Mr(CH 3 COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(CH 3 COOH) = 3x12 + 4x1 + 2x16 = 36 + 4 + 32 = 72.

Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(C 6 H 5 COOH) = 7x12 + 6x1 + 2x16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Formule strutturali (grafiche) degli acidi

La formula strutturale (grafica) di una sostanza è più visiva. Mostra come gli atomi sono collegati tra loro all'interno di una molecola. Indichiamo le formule strutturali di ciascuno dei suddetti composti:

Riso. 1. Formula strutturale dell'acido cloridrico.

Riso. 2. Formula strutturale dell'acido solforico.

Riso. 3. Formula strutturale dell'acido fosforico.

Riso. 4. Formula strutturale dell'acido acetico.

Riso. 5. Formula strutturale dell'acido benzoico.

Formule ioniche

Tutti gli acidi inorganici sono elettroliti, cioè in grado di dissociarsi in una soluzione acquosa in ioni:

HCl ↔ H + + Cl - ;

H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2-;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3-.

Esempi di problem solving

ESEMPIO 1

Esercizio	Con la combustione completa di 6 g di materia organica si sono formati 8,8 g di monossido di carbonio (IV) e 3,6 g di acqua. Determinare la formula molecolare della sostanza bruciata se è noto che la sua massa molare è 180 g/mol.
Soluzione	Elaboriamo uno schema per la reazione di combustione di un composto organico, indicando rispettivamente come "x", "y" e "z" il numero di atomi di carbonio, idrogeno e ossigeno: C x H y O z + O z → CO 2 + H 2 O. Determiniamo le masse degli elementi che compongono questa sostanza. I valori delle masse atomiche relative tratti dalla Tavola Periodica di D.I. Mendeleev, arrotondato ai numeri interi: Ar(C) = 12 a.m.u., Ar(H) = 1 a.m.u., Ar(O) = 16 a.m.u. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H); Calcola le masse molari di anidride carbonica e acqua. Come è noto, la massa molare di una molecola è uguale alla somma delle masse atomiche relative degli atomi che compongono la molecola (M = Mr): M(CO 2) \u003d Ar (C) + 2 × Ar (O) \u003d 12+ 2 × 16 \u003d 12 + 32 \u003d 44 g / mol; M(H 2 O) \u003d 2 × Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 × 1 + 16 \u003d 2 + 16 \u003d 18 g / mol. m(C)=×12=2,4 g; m (H) \u003d 2 × 3,6 / 18 × 1 \u003d 0,4 g. m(O) \u003d m (C x H y O z) - m (C) - m (H) \u003d 6 - 2,4 - 0,4 \u003d 3,2 g. Definiamo la formula chimica del composto: x:y:z = m(C)/Ar(C): m(H)/Ar(H): m(O)/Ar(O); x:y:z= 2,4/12:0,4/1:3,2/16; x:y:z= 0,2: 0,4: 0,2 = 1: 2: 1. Ciò significa che la formula più semplice del composto è CH 2 O e la massa molare è 30 g / mol. Per trovare la vera formula di un composto organico, troviamo il rapporto tra le masse molari vere e ottenute: Sostanza M / M (CH 2 O) \u003d 180 / 30 \u003d 6. Ciò significa che gli indici degli atomi di carbonio, idrogeno e ossigeno dovrebbero essere 6 volte più alti, cioè la formula della sostanza assomiglierà a C 6 H 12 O 6. È glucosio o fruttosio.
Risposta	C6H12O6

ESEMPIO 2

Esercizio	Ricavare la formula più semplice di un composto in cui la frazione di massa del fosforo è 43,66% e la frazione di massa di ossigeno è 56,34%.
Soluzione	La frazione di massa dell'elemento X nella molecola della composizione HX è calcolata dalla seguente formula: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Indichiamo il numero di atomi di fosforo nella molecola come "x" e il numero di atomi di ossigeno come "y" Troviamo le corrispondenti masse atomiche relative degli elementi fosforo e ossigeno (i valori delle relative masse atomiche presi dalla Tavola periodica di D.I. Mendeleev saranno arrotondati ai numeri interi). Ar(P) = 31; Ar(O) = 16. Dividiamo la percentuale di elementi per le corrispondenti masse atomiche relative. Quindi, troveremo la relazione tra il numero di atomi nella molecola del composto: x:y = ω(P)/Ar(P) : ω(O)/Ar(O); x:y = 43,66/31: 56,34/16; x:y: = 1,4: 3,5 = 1: 2,5 = 2: 5. Ciò significa che la formula più semplice per la combinazione di fosforo e ossigeno ha la forma P 2 O 5. È ossido di fosforo (V).
Risposta	P2O5

Non sottovalutare il ruolo degli acidi nella nostra vita, perché molti di essi sono semplicemente insostituibili nella vita di tutti i giorni. Innanzitutto, ricordiamo cosa sono gli acidi. Queste sono sostanze complesse. La formula è scritta come segue: HnA, dove H è idrogeno, n è il numero di atomi, A è il residuo acido.

Le principali proprietà degli acidi includono la capacità di sostituire le molecole di atomi di idrogeno con atomi di metallo. La maggior parte di loro non è solo caustica, ma anche molto velenosa. Ma ci sono anche quelli che incontriamo costantemente, senza nuocere alla nostra salute: vitamina C, acido citrico, acido lattico. Considera le proprietà di base degli acidi.

Proprietà fisiche

Le proprietà fisiche degli acidi spesso forniscono un indizio sul loro carattere. Gli acidi possono esistere in tre forme: solido, liquido e gassoso. Ad esempio: l'acido nitrico (HNO3) e l'acido solforico (H2SO4) sono liquidi incolori; borico (H3BO3) e metafosforico (HPO3) sono acidi solidi. Alcuni di loro hanno colore e odore. Acidi diversi si dissolvono in modo diverso in acqua. Ci sono anche quelli insolubili: H2SiO3 - silicio. Le sostanze liquide hanno un sapore aspro. Il nome di alcuni acidi è stato dato dai frutti in cui si trovano: acido malico, acido citrico. Altri hanno preso il nome dagli elementi chimici in essi contenuti.

Classificazione acida

Solitamente gli acidi sono classificati secondo diversi criteri. Il primo è, in base al contenuto di ossigeno in essi contenuto. Vale a dire: contenente ossigeno (HClO4 - cloro) e anossico (H2S - idrogeno solforato).

Per il numero di atomi di idrogeno (per basicità):

• Monobasico: contiene un atomo di idrogeno (HMnO4);
• Dibasico - ha due atomi di idrogeno (H2CO3);
• I tribasici, rispettivamente, hanno tre atomi di idrogeno (H3BO);
• Polibasico - hanno quattro o più atomi, sono rari (H4P2O7).

Secondo le classi di composti chimici, sono divisi in acidi organici e inorganici. I primi si trovano principalmente nei prodotti vegetali: acido acetico, lattico, nicotinico, ascorbico. Gli acidi inorganici includono: solforico, nitrico, borico, arsenico. Il campo di applicazione è abbastanza ampio dalle esigenze industriali (produzione di coloranti, elettroliti, ceramiche, fertilizzanti, ecc.) alla cucina o alla pulizia delle fognature. Gli acidi possono anche essere classificati in base a forza, volatilità, stabilità e solubilità in acqua.

Proprietà chimiche

Considera le proprietà chimiche di base degli acidi.

• Il primo è l'interazione con gli indicatori. Come indicatori vengono utilizzati tornasole, metilarancio, fenolftaleina e carta indicatrice universale. Nelle soluzioni acide, il colore dell'indicatore cambierà colore: tornasole e universale ind. la carta diventerà rossa, l'arancio metile - rosa, la fenolftaleina rimarrà incolore.
• Il secondo è l'interazione degli acidi con le basi. Questa reazione è anche chiamata neutralizzazione. L'acido reagisce con la base, risultando in sale + acqua. Ad esempio: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
• Poiché quasi tutti gli acidi sono altamente solubili in acqua, la neutralizzazione può essere effettuata sia con basi solubili che insolubili. L'eccezione è l'acido silicico, che è quasi insolubile in acqua. Per neutralizzarlo sono necessarie basi come KOH o NaOH (sono solubili in acqua).
• Il terzo è l'interazione degli acidi con gli ossidi basici. È qui che avviene la reazione di neutralizzazione. Gli ossidi basici sono stretti "parenti" delle basi, quindi la reazione è la stessa. Usiamo molto spesso queste proprietà ossidanti degli acidi. Ad esempio, per rimuovere la ruggine dai tubi. L'acido reagisce con l'ossido per diventare un sale solubile.
• Il quarto è la reazione con i metalli. Non tutti i metalli reagiscono ugualmente bene con gli acidi. Si dividono in attivi (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) e inattivi (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Vale anche la pena prestare attenzione alla forza dell'acido (forte, debole). Ad esempio, gli acidi cloridrico e solforico sono in grado di reagire con tutti i metalli inattivi, mentre gli acidi citrico e ossalico sono così deboli che reagiscono molto lentamente anche con i metalli attivi.
• Il quinto è la reazione degli acidi contenenti ossigeno al riscaldamento. Quasi tutti gli acidi di questo gruppo, quando riscaldati, si decompongono in ossido di ossigeno e acqua. Le eccezioni sono gli acidi carbonici (H3PO4) e solforosi (H2SO4). Una volta riscaldati, si decompongono in acqua e gas. Questo deve essere ricordato. Queste sono tutte le proprietà di base degli acidi.

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. Ad 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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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 +). Ad 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 abbastanza 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, durante le quali 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.