Rūgštys gali būti klasifikuojamos pagal skirtingus kriterijus:

1) Deguonies atomų buvimas rūgštyje

2) Rūgšties baziškumas

Rūgšties baziškumas yra „judrių“ vandenilio atomų skaičius jos molekulėje, galintis atsiskirti nuo rūgšties molekulės disociacijos metu vandenilio katijonų H +pavidalu, taip pat pakeisti metalo atomais:

4) Tirpumas

5) Tvarumas

7) Oksiduojančios savybės

Cheminės rūgščių savybės

1. Gebėjimas atsiriboti

Rūgštys vandeniniuose tirpaluose išsiskiria į vandenilio katijonus ir rūgščių liekanas. Kaip jau minėta, rūgštys skirstomos į gerai disociuojančias (stiprias) ir blogai disociuojančias (silpnas). Rašant stiprių vienbazių rūgščių disociacijos lygtį, naudojama viena rodyklė, nukreipta į dešinę (), arba lygybės ženklas (=), o tai rodo, kad tokia disociacija iš tikrųjų yra negrįžtama. Pavyzdžiui, stiprios druskos rūgšties disociacijos lygtis gali būti parašyta dviem būdais:

arba tokia forma: HCl = H + + Cl -

arba čia: HCl → H + + Cl -

Tiesą sakant, rodyklės kryptis mums sako, kad atvirkštinis vandenilio katijonų sujungimas su rūgščių liekanomis (asociacija) praktiškai neįvyksta stipriose rūgštyse.

Jei norime parašyti silpnos monobazinės rūgšties disociacijos lygtį, vietoj ženklo lygtyje turime naudoti dvi rodykles. Šis ženklas atspindi silpnų rūgščių disociacijos grįžtamumą - jų atveju atvirkštinis vandenilio katijonų ir rūgščių likučių derinimo procesas yra labai ryškus:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Daugiašalės rūgštys išsiskiria etapais, t.y. vandenilio katijonai iš jų molekulių nuplėšiami ne vienu metu, o paeiliui. Dėl šios priežasties tokių rūgščių disociacija išreiškiama ne viena, o keliomis lygtimis, kurių kiekis yra lygus rūgšties baziškumui. Pavyzdžiui, tribazinės fosforo rūgšties disociacija vyksta trimis etapais, pakaitomis atskiriant H + katijonus:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 -

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

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Reikėtų pažymėti, kad kiekvienas vėlesnis disociacijos etapas vyksta mažesniu mastu nei ankstesnis. Tai reiškia, kad H 3 PO 4 molekulės geriau (didesniu mastu) išsiskiria nei H 2 PO 4 - jonai, kurie, savo ruožtu, išsiskiria geriau nei HPO 4 2- jonai. Šis reiškinys yra susijęs su rūgštinių liekanų krūvio padidėjimu, dėl to padidėja ryšių stiprumas tarp jų ir teigiamų H + jonų.

Sieros rūgštis yra išimtis tarp daugiabazių rūgščių. Kadangi ši rūgštis gerai išsiskiria abiem etapais, leidžiama vienoje stadijoje parašyti jos disociacijos lygtį:

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

2. Rūgščių sąveika su metalais

Septintasis rūgščių klasifikavimo taškas nurodėme jų oksiduojančias savybes. Buvo pažymėta, kad rūgštys yra silpnos oksidatorės ir stiprios oksiduojančios medžiagos. Didžioji dauguma rūgščių (beveik visos, išskyrus H 2 SO 4 (konc.) Ir HNO 3) yra silpnos oksiduojančios medžiagos, nes jos gali parodyti savo oksidacines savybes tik dėl vandenilio katijonų. Tokios rūgštys gali oksiduotis iš metalų tik tas, kurių aktyvumo diapazonas yra kairėje nuo vandenilio, o atitinkamo metalo druska ir vandenilis susidaro kaip produktai. Pavyzdžiui:

H 2 SO 4 (praskiestas) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Kalbant apie rūgštis stipriai oksiduojančias medžiagas, t.y. H 2 SO 4 (konc.) Ir HNO 3, tada metalų, kuriuos jie veikia, sąrašas yra daug platesnis, ir į jį įtraukiami ir visi metalai prieš vandenilį veiklos serijoje, ir beveik viskas po to. Tai yra, pavyzdžiui, bet kokios koncentracijos sieros rūgštis ir azoto rūgštis oksiduoja net tokius neaktyvius metalus kaip varis, gyvsidabris ir sidabras. Išsamiau šio skyriaus pabaigoje bus atskirai aptarta azoto rūgšties ir koncentruotos sieros rūgšties sąveika su metalais, taip pat kai kuriomis kitomis medžiagomis dėl jų specifiškumo.

3. Rūgščių sąveika su baziniais ir amfoteriniais oksidais

Rūgštys reaguoja su baziniais ir amfoteriniais oksidais. Silicio rūgštis, netirpi, nereaguoja su mažai aktyviais baziniais oksidų ir amfoterinių oksidų:

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. Rūgščių sąveika su bazėmis ir amfoteriniais hidroksidais

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

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

5. Rūgščių sąveika su druskomis

Ši reakcija atsiranda, kai susidaro nuosėdos, dujos arba iš esmės silpnesnė rūgštis nei ta, kuri reaguoja. Pavyzdžiui:

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. Specifinės azoto ir koncentruotos sieros rūgščių oksiduojančios savybės

Kaip minėta aukščiau, bet kokios koncentracijos azoto rūgštis, taip pat išskirtinai koncentruota sieros rūgštis yra labai stiprūs oksidatoriai. Visų pirma, skirtingai nuo kitų rūgščių, jos oksiduoja ne tik metalus, kurie yra veikimo diapazone prieš vandenilį, bet ir praktiškai visus metalus po jo (išskyrus platiną ir auksą).

Pavyzdžiui, jie gali oksiduoti varį, sidabrą ir gyvsidabrį. Tačiau reikia tvirtai suvokti faktą, kad daugelis metalų (Fe, Cr, Al), nepaisant to, kad jie yra gana aktyvūs (esantys iki vandenilio), vis dėlto nereaguoja su koncentruotu HNO 3 ir koncentruotu H 2 SO 4 nešildant dėl ​​pasyvumo reiškinio - ant tokių metalų paviršiaus susidaro apsauginė kietų oksidacijos produktų plėvelė, kuri neleidžia koncentruotų sieros ir koncentruotų azoto rūgščių molekulėms prasiskverbti giliai į metalą, kad reakcija vyktų. Tačiau stipriai kaitinant reakcija vis tiek tęsiasi.

Sąveikos su metalais atveju būtini produktai visada yra atitinkamo metalo druska ir naudojama rūgštis, taip pat vanduo. Taip pat visada išleidžiamas trečiasis produktas, kurio formulė priklauso nuo daugelio veiksnių, ypač nuo metalų aktyvumo, taip pat nuo rūgščių koncentracijos ir reakcijų temperatūros.

Didelė koncentruotų sieros ir koncentruotų azoto rūgščių oksidacinė savybė leidžia joms reaguoti ne tik su praktiškai visais įvairios veiklos metalais, bet net ir su daugeliu kietų nemetalų, ypač su fosforu, siera, anglimi. Žemiau esančioje lentelėje aiškiai parodyti sieros ir azoto rūgščių sąveikos su metalais ir nemetalais produktai, priklausomai nuo koncentracijos:

7. Anoksinių rūgščių redukuojančios savybės

Visos anoksinės rūgštys (išskyrus HF) gali turėti redukuojančių savybių dėl cheminio elemento, kuris yra anijono dalis, veikiant įvairiems oksidatoriams. Taigi, pavyzdžiui, visos halogeninės rūgštys (išskyrus HF) oksiduojamos mangano dioksidu, kalio permanganatu, kalio dichromatu. Šiuo atveju halogenidai yra oksiduojami į laisvus halogenus:

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 2O

Tarp visų halogeninių rūgščių vandenilio jodo rūgštis turi didžiausią redukcinį aktyvumą. Skirtingai nuo kitų halogeninių rūgščių, net geležies oksidas ir druskos gali jį oksiduoti.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Vandenilio sulfido rūgštis H 2 S taip pat turi didelį redukcinį aktyvumą, net oksiduojanti medžiaga, tokia kaip sieros dioksidas, gali ją oksiduoti.

Rūgštys- elektrolitai, kurių disociacijos metu iš teigiamų jonų susidaro tik H + jonai:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -;

CH 3 COOH↔ H + + CH 3 COO -.

Visos rūgštys yra klasifikuojamos į neorganines ir organines (karboksilines), kurios taip pat turi savo (vidinę) klasifikaciją.

Esant normalioms sąlygoms, nemažas kiekis neorganinių rūgščių yra skystos, kai kurios - kietos (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Organinės rūgštys, turinčios iki 3 anglies atomų, yra lengvai judantys bespalviai skysčiai, turintys būdingą aštrų kvapą; rūgštys, turinčios 4–9 anglies atomus, yra riebūs skysčiai, turintys nemalonų kvapą, o rūgštys, turinčios daug anglies atomų, yra vandenyje netirpios kietosios medžiagos.

Cheminės rūgščių formulės

Panagrinėkime cheminių rūgščių formules, naudodamiesi kelių atstovų (tiek neorganinių, tiek organinių) pavyzdžiu: druskos rūgštis - HCl, sieros rūgštis - H 2 SO 4, fosforo rūgštis - H 3 PO 4, acto rūgštis - CH 3 COOH ir benzenkarboksirūgštis rūgštis - C 6 H 5 COOH. Cheminė formulė rodo kokybinę ir kiekybinę molekulės sudėtį (kiek ir kokie atomai yra įtraukti į tam tikrą junginį) Pagal cheminę formulę galite apskaičiuoti rūgščių molekulinę masę (Ar (H) = 1 amu, Ar (Cl ) = 35,5 amu). Pvz., Ar (P) = 31 amu, Ar (O) = 16 amu, Ar (S) = 32 amu, Ar (C) = 12 amu):

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

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

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

Ponas (H 2 SO 4) = 2 × 1 + 32 + 4 × 16 = 2 + 32 + 64 = 98.

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

Ponas (H 3 PO 4) = 3 × 1 + 31 + 4 × 16 = 3 + 31 + 64 = 98.

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

Ponas (CH 3 COOH) = 3 × 12 + 4 × 1 + 2 × 16 = 36 + 4 + 32 = 72.

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

Ponas (C 6 H 5 COOH) = 7 × 12 + 6 × 1 + 2 × 16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Struktūrinės (grafinės) rūgščių formulės

Struktūrinė (grafinė) medžiagos formulė yra labiau vizuali. Tai rodo, kaip molekulės viduje atomai yra sujungti vienas su kitu. Nurodykime kiekvieno iš aukščiau išvardytų junginių struktūrines formules:

Ryžiai. 1. Druskos rūgšties struktūrinė formulė.

Ryžiai. 2. Sieros rūgšties struktūrinė formulė.

Ryžiai. 3. Fosforo rūgšties struktūrinė formulė.

Ryžiai. 4. Acto rūgšties struktūrinė formulė.

Ryžiai. 5. Benzoinės rūgšties struktūrinė formulė.

Joninės formulės

Visos neorganinės rūgštys yra elektrolitai, t.y. vandeniniame tirpale gali suskaidyti į jonus:

HCl ↔ H + + Cl-;

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3-.

Problemų sprendimo pavyzdžiai

1 PAVYZDYS

Pratimas	Visiškai deginant 6 g organinių medžiagų, susidarė 8,8 g anglies monoksido (IV) ir 3,6 g vandens. Nustatykite sudegintos medžiagos molekulinę formulę, jei žinoma, kad jos molinė masė yra 180 g / mol.
Sprendimas	Sudarykime organinio junginio degimo reakcijos schemą, atitinkamai žymėdami anglies, vandenilio ir deguonies atomų skaičių „x“, „y“ ir „z“: C x H y O z + O z → CO 2 + H 2 O. Nustatykime elementų, sudarančių šią medžiagą, masę. Santykinių atominių masių vertės, paimtos iš D.I periodinės lentelės. Mendelejevas, apvalinkime iki sveikųjų skaičių: Ar (C) = 12 amu, Ar (H) = 1 amu, Ar (O) = 16 amu. m (C) = n (C) x M (C) = n (CO 2) x M (C) = x M (C); m (H) = n (H) × M (H) = 2 × n (H 2 O) × M (H) = × M (H); Apskaičiuokime anglies dioksido ir vandens molines mases. Kaip žinote, molekulės molinė masė yra lygi atomų, sudarančių molekulę, santykinių atominių masių sumai (M = Mr): M (CO 2) = Ar (C) + 2 × Ar (O) = 12+ 2 × 16 = 12 + 32 = 44 g / mol; M (H 2 O) = 2 × Ar (H) + Ar (O) = 2 × 1 + 16 = 2 + 16 = 18 g / mol. m (C) = x 12 = 2,4 g; m (H) = 2 × 3,6 / 18 × 1 = 0,4 g. m (O) = m (C x H y O z) - m (C) - m (H) = 6 - 2,4 - 0,4 = 3,2 g. Apibrėžkime cheminę junginio formulę: 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. Tai reiškia, kad paprasčiausia junginio formulė yra CH 2 O, o molinė masė yra 30 g / mol. Norėdami rasti tikrąją organinio junginio formulę, randame tikrosios ir gautos molinės masės santykį: M medžiaga / M (CH 2 O) = 180/30 = 6. Tai reiškia, kad anglies, vandenilio ir deguonies atomų indeksai turėtų būti 6 kartus didesni, t.y. medžiagos formulė bus C 6 H 12 O 6. Tai yra gliukozė arba fruktozė.
Atsakymas	C 6 H 12 O 6

2 PAVYZDYS

Pratimas	Išveskite paprasčiausią junginio formulę, kurioje fosforo masės dalis yra 43,66%, o deguonies masės dalis - 56,34%.
Sprendimas	Elemento X masės dalis kompozicijos HX molekulėje apskaičiuojama pagal šią formulę: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Pažymėkime fosforo atomų skaičių molekulėje „x“, o deguonies atomų skaičių - „y“ Raskime atitinkamas elementų fosforo ir deguonies santykines atomines mases (santykinių atominių masių vertės, paimtos iš D. I. Mendelejevo periodinės lentelės, suapvalintos iki sveikųjų skaičių). Ar (P) = 31; Ar (O) = 16. Elementų procentą padalijame iš atitinkamų santykinių atominių masių. Taigi, rasime santykį tarp atomų skaičiaus junginio molekulėje: 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. Tai reiškia, kad paprasčiausia fosforo ir deguonies junginio formulė yra P 2 O 5. Tai fosforo (V) oksidas.
Atsakymas	P 2 O 5

Nenuvertinkite rūgščių vaidmens mūsų gyvenime, nes daugelis jų yra tiesiog nepakeičiamos kasdieniame gyvenime. Pirmiausia prisiminkime, kas yra rūgštys. Tai sudėtingos medžiagos. Formulė parašyta taip: HnA, kur H yra vandenilis, n yra atomų skaičius, o A yra rūgšties liekana.

Pagrindinės rūgščių savybės yra galimybė vandenilio atomų molekules pakeisti metalo atomais. Dauguma jų yra ne tik ėsdinančios, bet ir labai nuodingos. Tačiau yra tokių, su kuriais nuolat susiduriame, nekenkdami sveikatai: vitaminas C, citrinos rūgštis, pieno rūgštis. Apsvarstykite pagrindines rūgščių savybes.

Fizinės savybės

Rūgščių fizinės savybės dažnai parodo jų pobūdį. Rūgštys gali būti trijų formų: kietos, skystos ir dujinės. Pavyzdžiui: azoto (HNO3) ir sieros rūgštis (H2SO4) yra bespalviai skysčiai; boro (H3BO3) ir metafosforo (HPO3) yra kietos rūgštys. Kai kurie iš jų turi spalvą ir kvapą. Skirtingos rūgštys vandenyje tirpsta skirtingai. Yra ir netirpių: H2SiO3 - silicis. Skysčių skonis rūgštus. Kai kurių rūgščių pavadinimą davė vaisiai, kuriuose jos yra: obuolių rūgštis, citrinos rūgštis. Kiti savo pavadinimą gauna iš juose esančių cheminių elementų.

Rūgščių klasifikacija

Rūgštys paprastai klasifikuojamos pagal kelis kriterijus. Pirmasis yra pagal deguonies kiekį juose. Būtent: deguonies turintis (HClO4 - chloras) ir be deguonies (H2S - vandenilio sulfidas).

Pagal vandenilio atomų skaičių (pagal baziškumą):

• Vienbazis - yra vienas vandenilio atomas (HMnO4);
• Dvibazis - turi du vandenilio atomus (H2CO3);
• Tribasic, atitinkamai, turi tris vandenilio atomus (H3BO);
• Daugiabazis - turi keturis ar daugiau atomų, yra reti (H4P2O7).

Pagal cheminių junginių klases jie skirstomi į organines ir neorganines rūgštis. Pirmieji daugiausia randami augaliniuose produktuose: acto, pieno, nikotino, askorbo rūgštyse. Neorganinės rūgštys yra: sieros, azoto, boro, arseno. Jų taikymo sritis yra gana plati - nuo pramoninių poreikių (dažiklių, elektrolitų, keramikos, trąšų ir kt. Gamybos) iki virimo ar kanalizacijos valymo. Rūgštys taip pat gali būti klasifikuojamos pagal stiprumą, lakumą, stabilumą ir tirpumą vandenyje.

Cheminės savybės

Apsvarstykite pagrindines rūgščių chemines savybes.

• Pirmasis yra sąveika su rodikliais. Kaip indikatoriai naudojami lakmusas, metilo apelsinas, fenolftaleinas ir universalus bandomasis popierius. Rūgštiniuose tirpaluose indikatoriaus spalva pasikeis: lakmusas ir universalus ind. popierius taps raudonas, metilo oranžinis - rausvas, fenolftaleinas - bespalvis.
• Antrasis - rūgščių sąveika su bazėmis. Ši reakcija taip pat vadinama neutralizacija. Rūgštis reaguoja su baze, todėl susidaro druska + vanduo. Pavyzdžiui: H2SO4 + Ca (OH) 2 = CaSO4 + 2 H2O.
• Kadangi beveik visos rūgštys lengvai tirpsta vandenyje, galima neutralizuoti tiek tirpias, tiek netirpias bazes. Išimtis yra silicio rūgštis, ji beveik netirpsta vandenyje. Norint jį neutralizuoti, reikalingos tokios bazės kaip KOH arba NaOH (jos tirpsta vandenyje).
• Trečiasis - rūgščių sąveika su baziniais oksidais. Čia taip pat vyksta neutralizavimo reakcija. Baziniai oksidai yra artimi bazių giminaičiai, todėl reakcija yra ta pati. Šias rūgščių oksiduojančias savybes naudojame labai dažnai. Pavyzdžiui, norint pašalinti rūdis iš vamzdžių. Rūgštis reaguoja su oksidu ir sudaro tirpią druską.
• Ketvirta - reakcija su metalais. Ne visi metalai vienodai gerai reaguoja su rūgštimis. Jie skirstomi į aktyvius (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) ir neaktyvius (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Taip pat verta atkreipti dėmesį į rūgšties stiprumą (stipri, silpna). Pavyzdžiui, druskos ir sieros rūgštys gali reaguoti su visais neaktyviais metalais, o citrinos ir oksalo rūgštys yra tokios silpnos, kad net su aktyviais metalais reaguoja labai lėtai.
• Penkta, deguonies turinčių rūgščių reakcija į kaitinimą. Beveik visos šios grupės rūgštys kaitinant suskyla į deguonies oksidą ir vandenį. Išimtys yra anglies (H3PO4) ir sieros rūgštys (H2SO4). Šildant jie suskyla į vandenį ir dujas. Tai reikia atsiminti. Tai visos pagrindinės rūgščių savybės.

Rūgštys vadinamos sudėtingos medžiagos, kurių molekulėse yra vandenilio atomų, kuriuos galima pakeisti arba iškeisti į metalo atomus ir rūgšties liekanas.

Pagal tai, ar molekulėje yra ar nėra deguonies, rūgštys skirstomos į deguonies turinčias(H 2 SO 4 sieros rūgštis, H 2 SO 3 sieros rūgštis, HNO 3 azoto rūgštis, H 3 PO 4 fosforo rūgštis, H 2 CO 3 anglies rūgštis, H 2 SiO 3 silicio rūgštis) ir anoksinis(HF vandenilio fluorido rūgštis, HCl druskos rūgštis (druskos rūgštis), HBr vandenilio bromido rūgštis, HI vandenilio jodo rūgštis, H2S vandenilio sieros rūgštis).

Priklausomai nuo vandenilio atomų skaičiaus rūgšties molekulėje, yra vienbazis (su 1 H atomu), dvibazis (su 2 H atomais) ir tribazis (su 3 H atomais). Pavyzdžiui, azoto rūgštis HNO 3 yra vienbazis, nes jos molekulėje yra vienas vandenilio atomas, sieros rūgštis H 2 SO 4 – dvibazis ir kt.

Yra labai mažai neorganinių junginių, turinčių keturis vandenilio atomus, kuriuos galima pakeisti metalu.

Rūgšties molekulės dalis be vandenilio vadinama rūgšties liekana.

Rūgšties likučiai gali sudaryti iš vieno atomo (-Cl, -Br, -I) -tai paprastos rūgšties liekanos arba gali būti iš atomų grupės (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) -tai sudėtingos liekanos.

Vandeniniuose tirpaluose rūgščių likučiai nesunaikinami mainų ir keitimo reakcijų metu:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Žodis anhidridas reiškia bevandenį, tai yra rūgštį be vandens. Pavyzdžiui,

H 2 SO 4 - H 2 O → SO 3. Anoksinės rūgštys neturi anhidridų.

Rūgšties pavadinimas kildinamas iš rūgštį formuojančio elemento (rūgštį formuojančios medžiagos) pavadinimo, pridedant galūnes „naya“ ir rečiau „vay“: H 2 SO 4-sieros; H 2 SO 3 - anglis; H 2 SiO 3 - silicis ir kt.

Elementas gali sudaryti keletą deguonies rūgščių. Šiuo atveju nurodytos galūnės rūgščių pavadinime bus tada, kai elementas pasižymės didžiausiu valentingumu (rūgšties molekulėje yra daug deguonies atomų). Jei elementas turi mažiausią valentingumą, rūgšties pavadinimo pabaiga bus „teisinga“: HNO 3 - azotas, HNO 2 - azotas.

Rūgštis galima gauti ištirpinus anhidridus vandenyje. Jei anhidridai netirpsta vandenyje, rūgštį galima gauti veikiant kitai stipresnei rūgščiai reikiamos rūgšties druska. Šis metodas būdingas tiek deguoniui, tiek anoksinėms rūgštims. Anoksinės rūgštys taip pat gaunamos tiesioginės sintezės būdu iš vandenilio ir nemetalo, po to gautas junginys ištirpinamas vandenyje:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Gautų dujinių medžiagų HCl ir H 2 S tirpalai yra rūgštys.

Normaliomis sąlygomis rūgštys yra skystos ir kietos.

Cheminės rūgščių savybės

Rūgščių tirpalas veikia rodiklius. Visos rūgštys (išskyrus silicio rūgštį) lengvai tirpsta vandenyje. Specialios medžiagos - indikatoriai leidžia nustatyti rūgšties buvimą.

Rodikliai yra sudėtingos struktūros medžiagos. Jie keičia spalvą, priklausomai nuo sąveikos su įvairiomis cheminėmis medžiagomis. Neutraliuose tirpaluose - jie turi vieną spalvą, baziniuose - kitą. Sąveikaudami su rūgštimi, jie keičia savo spalvą: metilo oranžinis indikatorius tampa raudonas, lakmuso indikatorius taip pat tampa raudonas.

Sąveika su bazėmis susidarius vandeniui ir druskai, kurioje yra nepakitusios rūgštinės liekanos (neutralizavimo reakcija):

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

Sąveika su oksidais susidarius vandeniui ir druska (neutralizavimo reakcija). Druskoje yra rūgštinės rūgšties liekanos, kuri buvo naudojama neutralizavimo reakcijoje:

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

Sąveikauja su metalais. Kad rūgštys sąveikautų su metalais, turi būti įvykdytos tam tikros sąlygos:

1. metalas turi būti pakankamai aktyvus rūgščių atžvilgiu (metalo veiklos eilutėje jis turi būti prieš vandenilį). Kuo labiau į kairę metalas yra veiklos linijoje, tuo intensyviau jis sąveikauja su rūgštimis;

2. rūgštis turi būti pakankamai stipri (tai yra, gali atiduoti vandenilio jonus H +).

Cheminės rūgšties reakcijos su metalais metu susidaro druska ir išsiskiria vandenilis (išskyrus metalų sąveiką su azoto ir koncentruotomis sieros rūgštimis):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;

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

Vis dar turite klausimų? Norite daugiau sužinoti apie rūgštis?
Norėdami gauti pagalbos iš mokytojo - užsiregistruokite.
Pirmoji pamoka nemokama!

svetainėje, visiškai ar iš dalies nukopijavus medžiagą, būtina nuoroda į šaltinį.

Be deguonies:	Elementarumas	Druskos pavadinimas
HCl - druskos (druskos)	vienbazis	chloridas
HBr - hidrobrominis	vienbazis	bromidas
HI - hidrojodidas	vienbazis	jodidas
HF - hidrofluoritas (hidrofluoridas)	vienbazis	fluoro
H 2 S - vandenilio sulfidas	dvibazis	sulfidas
Prisotintas deguonimi:
HNO 3 - azotas	vienbazis	nitratas
H 2 SO 3 - sieringas	dvibazis	sulfitas
H 2 SO 4 - sieros	dvibazis	sulfatas
H 2 CO 3 - anglis	dvibazis	karbonatas
H 2 SiO 3 - silicis	dvibazis	silikatas
H 3 PO 4 - ortofosforinis	trijų pagrindinių	ortofosfatas

Druskos - sudėtingos medžiagos, susidedančios iš metalo atomų ir rūgščių liekanų. Tai yra didžiausia neorganinių junginių klasė.

Klasifikacija. Pagal sudėtį ir savybes: vidutinis, rūgštus, bazinis, dvigubas, mišrus, sudėtingas

Vidutinės druskos yra produktai, visiškai pakeisti metalų atomus vandenilio atomais iš daugiabazės rūgšties.

Disociacija suteikia tik metalo katijonus (arba NH 4 +). Pavyzdžiui:

Na 2 SO 4 ® 2Na + + SO

CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -

Rūgštinės druskos yra nepilno metalo atomų pakeitimo polibazinės rūgšties vandenilio atomais produktai.

Disociacija suteikia metalo katijonus (NH 4 +), vandenilio jonus ir rūgšties liekanų anijonus, pavyzdžiui:

NaHCO 3 ® Na + + HCO «H + + CO.

Pagrindinės druskos yra produktai, kurie nevisiškai pakeičia OH grupes - atitinkamą bazę rūgščių liekanomis.

Disociacija suteikia metalo katijonus, hidroksilo anijonus ir rūgšties liekanas.

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

Dvigubos druskos yra du metaliniai katijonai, o atsiskyrę duoda du katijonus ir vieną anijoną.

KAl (SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO

Kompleksinės druskos sudėtyje yra sudėtingų katijonų ar anijonų.

Br ® + + Br - "Ag + +2 NH 3 + Br -

Na ® Na + + - "Na + + Ag + + 2 CN -

Genetinis ryšys tarp skirtingų klasių junginių

EKSPERIMENTINĖ DALIS

Įranga ir indai: stovas su mėgintuvėliais, skalbimo butelis, alkoholio lempa.

Reagentai ir medžiagos: raudonasis fosforas, cinko oksidas, Zn granulės, hidratuoti kalkių milteliai Ca (OH) 2, 1 mol / dm 3 NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HCl, H 2 SO 4 tirpalai, universalus indikatorinis popierius, tirpalas fenolftaleinas, metilo apelsinas, distiliuotas vanduo.

Darbo tvarka

1. Supilkite cinko oksidą į du mėgintuvėlius; į vieną įpilkite rūgšties tirpalo (HCl arba H 2 SO 4) į kitą šarminį tirpalą (NaOH arba KOH) ir šiek tiek pakaitinkite ant alkoholio lempos.

Stebėjimai: Ar cinko oksidas ištirpsta rūgščių ir šarmų tirpale?

Parašykite lygtis

Išvados: 1. Kokio tipo oksidai yra ZnO?

2. Kokios yra amfoterinių oksidų savybės?

Hidroksidų paruošimas ir savybės

2.1. Įmerkite universalios bandymo juostelės galiuką į šarminį tirpalą (NaOH arba KOH). Palyginkite gautą bandymo juostelės spalvą su standartine spalvų skale.

Stebėjimai: Užrašykite tirpalo pH vertę.

2.2. Paimkite keturis mėgintuvėlius, į pirmąjį įpilkite 1 ml ZnSO 4 tirpalo, į antrąjį - CuSO 4, į trečiąjį - AlCl 3, į ketvirtą - FeCl 3. Į kiekvieną mėgintuvėlį įpilkite 1 ml NaOH tirpalo. Parašykite vykstančių reakcijų stebėjimus ir lygtis.

Stebėjimai: Ar į druskos tirpalą pridedant šarmų atsiranda kritulių? Nurodykite nuosėdų spalvą.

Parašykite lygtis vykstančios reakcijos (molekulinės ir joninės formos).

Išvados: Kokiais metodais galima gauti metalo hidroksidus?

2.3. Pusę 2.2 eksperimento metu gautų kritulių perpilama į kitus mėgintuvėlius. Vieną nuosėdų dalį veikti H 2 SO 4 tirpalu, kitą - NaOH tirpalu.

Stebėjimai: Ar nuosėdos tirpsta, kai į nuosėdas pridedama šarmų ir rūgšties?

Parašykite lygtis vykstančios reakcijos (molekulinės ir joninės formos).

Išvados: 1. Kokio tipo hidroksidai yra Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 3?

2. Kokios yra amfoterinių hidroksidų savybės?

Druskų gavimas.

3.1. Į mėgintuvėlį supilkite 2 ml CuSO 4 tirpalo ir į šį tirpalą įmerkite nuvalytą nagą. (Reakcija lėta, nago paviršiaus pokyčiai atsiranda po 5-10 minučių).

Stebėjimai: Ar yra kokių nors nagų paviršiaus pokyčių? Kas yra nusodinta?

Parašykite redokso reakcijos lygtį.

Išvados: Atsižvelgiant į metalo įtempių diapazoną, nurodykite druskų gavimo būdą.

3.2. Į mėgintuvėlį įdėkite vieną cinko granulę ir įpilkite HCl tirpalo.

Stebėjimai: Ar vyksta dujų evoliucija?

Parašykite lygtį

Išvados: Paaiškinkite šį druskų gavimo būdą?

3.3. Į mėgintuvėlį įpilkite šiek tiek Ca (OH) 2 hidratuotų kalkių miltelių ir įpilkite HCl tirpalo.

Stebėjimai: Ar yra dujų išsiskyrimas?

Parašykite lygtį vykstanti reakcija (molekuline ir jonine forma).

Išėjimas: 1. Kokio tipo yra hidroksido ir rūgšties sąveikos reakcija?

2. Kokios medžiagos yra šios reakcijos produktai?

3.5. Į du mėgintuvėlius įpilkite 1 ml druskos tirpalų: pirmame - vario sulfatas, antrame - kobalto chloridas. Įpilkite į abu mėgintuvėlius lašas po lašo natrio hidroksido tirpalu, kol susidaro nuosėdos. Tada į abu mėgintuvėlius įpilkite šarmų pertekliaus.

Stebėjimai: Nurodykite kritulių spalvos pokyčius reakcijose.

Parašykite lygtį vykstanti reakcija (molekuline ir jonine forma).

Išėjimas: 1. Dėl kokių reakcijų susidaro bazinės druskos?

2. Kaip bazines druskas galima paversti vidutinėmis?

Kontrolės užduotys:

1. Iš išvardytų medžiagų užrašykite druskų, bazių, rūgščių formules: 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. Nurodykite oksido formules, atitinkančias išvardytas medžiagas 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. Kokie hidroksidai yra amfoteriniai? Užrašykite reakcijos lygtis, apibūdinančias aliuminio hidroksido ir cinko hidroksido amfoteriškumą.

4. Kuris iš šių junginių sąveikaus poromis: P 2 O 5, NaOH, ZnO, AgNO 3, Na 2 CO 3, Cr (OH) 3, H 2 SO 4. Sudarykite galimų reakcijų lygtis.

Laboratorinis darbas Nr. 2 (4 val.)

Tema: Kokybinė katijonų ir anijonų analizė

Tikslas:įvaldyti kokybinių ir grupinių reakcijų į katijonus ir anijonus atlikimo techniką.

TEORINĖ DALIS

Pagrindinis kokybinės analizės uždavinys - nustatyti cheminę medžiagų sudėtį įvairiuose objektuose (biologinėse medžiagose, vaistuose, maiste, aplinkos objektuose). Šiame darbe mes svarstome neorganinių medžiagų, kurios yra elektrolitai, kokybinę analizę, ty iš esmės kokybinę jonų analizę. Iš viso atsirandančių jonų rinkinio buvo pasirinkti svarbiausi medicininiu ir biologiniu požiūriu: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na+, K+, Mg 2+, Cl -, PO , CO ir kt.). Daugelis šių jonų randami įvairiuose vaistuose ir maisto produktuose.

Atliekant kokybinę analizę naudojamos ne visos galimos reakcijos, o tik tos, kurios turi aiškų analitinį poveikį. Dažniausi analitiniai efektai: naujos spalvos atsiradimas, dujų išsiskyrimas, nuosėdų susidarymas.

Yra du iš esmės skirtingi kokybinės analizės metodai: dalinis ir sistemingas . Sistemingai analizuojant būtinai naudojami grupiniai reagentai, kurie leidžia suskirstyti esamus jonus į atskiras grupes, o kai kuriais atvejais - į pogrupius. Tam kai kurie jonai paverčiami netirpiais junginiais, o kai kurie jonai paliekami tirpale. Atskyrus nuosėdas nuo tirpalo, jos analizuojamos atskirai.

Pavyzdžiui, tirpale yra jonų A1 3+, Fe 3+ ir Ni 2+. Jei į šį tirpalą patenka šarmo perteklius, susidaro Fe (OH) 3 ir Ni (OH) 2 nuosėdos, o tirpale lieka [A1 (OH) 4] - jonų. Nuosėdos, kuriose yra geležies ir nikelio hidroksidų, apdorotos amoniaku, iš dalies ištirps dėl perėjimo prie 2+ tirpalo. Taigi, naudojant du reagentus - šarmą ir amoniaką, buvo gauti du tirpalai: viename buvo [A1 (OH) 4] - jonai, kitame - 2+ jonai ir Fe (OH) 3 nuosėdos. Pasitelkus būdingas reakcijas, įrodomas tam tikrų jonų buvimas tirpaluose ir nuosėdose, kurie pirmiausia turi būti ištirpinti.

Sisteminė analizė daugiausia naudojama jonams aptikti sudėtinguose daugiakomponenčiuose mišiniuose. Tai labai daug darbo reikalaujantis dalykas, tačiau jo privalumas yra lengvas visų veiksmų, kurie atitinka aiškią schemą (metodiką), įforminimas.

Frakcinei analizei naudojamos tik būdingos reakcijos. Akivaizdu, kad kitų jonų buvimas gali žymiai iškreipti reakcijos rezultatus (sutampančios spalvos, nepageidaujami krituliai ir kt.). Siekiant to išvengti, atliekant dalinę analizę daugiausia naudojamos labai specifinės reakcijos, kurios suteikia analitinį poveikį su nedideliu jonų skaičiumi. Sėkmingoms reakcijoms labai svarbu išlaikyti tam tikras sąlygas, ypač pH. Labai dažnai atliekant dalinę analizę būtina pasinaudoti maskavimu, t.y., jonų pavertimu junginiais, kurie su pasirinktu reagentu negali sukelti analitinio poveikio. Pavyzdžiui, dimetilglioksimas naudojamas nikelio jonams aptikti. Fe 2+ jonas su šiuo reagentu suteikia panašų analitinį efektą. Norėdami aptikti Ni 2+, Fe 2+ jonas paverčiamas stabiliu 4- fluorido kompleksu arba oksiduojamas į Fe 3+, pavyzdžiui, vandenilio peroksidu.

Frakcinė analizė naudojama jonams aptikti paprastesniuose mišiniuose. Analizės laikas yra žymiai sutrumpintas, tačiau tuo pat metu eksperimento dalyvis turi turėti gilesnių žinių apie cheminių reakcijų atsiradimo dėsningumus, nes gana sunku vienu konkrečiu metodu atsižvelgti į visus galimus abipusių atvejų atvejus. jonų įtaka stebimo analitinio poveikio pobūdžiui.

Analitinėje praktikoje vadinamasis trupmeninis-sisteminis metodas. Taikant šį metodą, naudojamas minimalus grupės reagentų skaičius, o tai leidžia bendrais bruožais apibūdinti analizės taktiką, kuri vėliau atliekama daliniu metodu.

Pagal analitinių reakcijų atlikimo techniką išskiriamos reakcijos: nuosėdinės; mikrokristaloskopinis; kartu su dujinių produktų išleidimu; atliekamas popieriuje; ištraukimas; spalvotas tirpalais; liepsnos dažymas.

Vykdant nuosėdų reakcijas, reikia atkreipti dėmesį į nuosėdų (kristalinių, amorfinių) spalvą ir pobūdį, jei reikia, atlikti papildomus bandymus: patikrinama, ar nuosėdos tirpsta stipriose ir silpnose rūgštyse, šarmuose ir amoniake, ar reagentas. Vykdant reakcijas, kurias lydi dujų išsiskyrimas, pastebima jų spalva ir kvapas. Kai kuriais atvejais atliekami papildomi bandymai.

Pavyzdžiui, jei manoma, kad išsiskyrusios dujos yra anglies monoksidas (IV), jos praleidžiamos per kalkių vandens perteklių.

Frakcinėse ir sisteminėse analizėse reakcijos, kurių metu atsiranda nauja spalva, yra plačiai naudojamos, dažniausiai tai yra kompleksavimo arba redokso reakcijos.

Kai kuriais atvejais tokias reakcijas patogu atlikti popieriuje (lašų reakcijos). Reagentai, kurie įprastomis sąlygomis nesuyra, iš anksto dedami ant popieriaus. Taigi, norint aptikti vandenilio sulfidą ar sulfido jonus, naudojamas švino nitratu įmirkytas popierius [juodėja dėl švino (II) sulfido susidarymo]. Daug oksiduojančių medžiagų aptinkama naudojant krakmolo jodo popierių, t.y. popierius, įmirkytas kalio jodido ir krakmolo tirpaluose. Daugeliu atvejų reakcijos metu ant popieriaus užtepami reikalingi reagentai, pavyzdžiui, alizarinas A1 3+ jonui, varis Cu 2+ jonui ir tt Kartais spalvai pagerinti naudojamas ekstrahavimas į organinį tirpiklį. Išankstiniams bandymams naudojamos liepsnos spalvos reakcijos.