Кислоти - це такі хімічні сполуки, які здатні віддавати електрично заряджений іон (катіон) водню, а також приймати два взаємодіючі електрони, внаслідок чого утворюється ковалентний зв'язок.
У цій статті ми розглянемо основні кислоти, які вивчають у середніх класах загальноосвітніх шкіл, а також дізнаємось безліч цікавих фактівпро різні кислоти. Приступимо.
Кислоти: види
У хімії існує безліч найрізноманітніших кислот, які мають різні властивості. Хіміки розрізняють кислоти за вмістом у складі кисню, леткістю, розчинністю у воді, силі, стійкості, приналежності до органічного або неорганічному класухімічні сполуки. У цій статті ми розглянемо таблицю, в якій представлені найвідоміші кислоти. Таблиця допоможе запам'ятати назву кислоти та її хімічну формулу.
Отже, все видно. У цій таблиці представлені найвідоміші в хімічній промисловості кислоти. Таблиця допоможе набагато швидше запам'ятати назви та формули.
Сірководнева кислота
H 2 S – це сірководнева кислота. Її особливість полягає в тому, що вона ще є газом. Сірководень дуже погано розчиняється у воді, а також взаємодіє з багатьма металами. Сірководнева кислота відноситься до групи "слабкі кислоти", приклади яких ми розглянемо в цій статті.
H2S має трохи солодкуватий смак, а також дуже різкий запах тухлих яєць. У природі її можна зустріти у природному чи вулканічному газах, і навіть вона виділяється при гниття білка.
Властивості кислот дуже різноманітні, навіть якщо кислота незамінна в промисловості, може бути дуже корисна для здоров'я людини. Ця кислота дуже токсична для людини. При вдиханні невелика кількість сірководню у людини прокидається головний біль, починається сильна нудота та запаморочення. Якщо ж людина вдихне велика кількість H 2 S, це може призвести до судом, комі або навіть миттєвої смерті.
Сірчана кислота
H 2 SO 4 - це сильна сірчана кислота, з якою діти знайомляться під час уроків хімії ще у 8-му класі. Хімічні кислоти, такі як сірчана є дуже сильними окислювачами. H 2 SO 4 діє як окислювач на багато металів, а також основні оксиди.
H 2 SO 4 при попаданні на шкіру або одяг викликає хімічні опіки, проте він не такий токсичний, як сірководень.
Азотна кислота
У світі дуже важливі сильні кислоти. Приклади таких кислот: HCl, H 2 SO 4 HBR, HNO 3 . HNO 3 – це всім відома азотна кислота. Вона знайшла широке застосуванняу промисловості, а також у сільському господарстві. Її використовують для виготовлення різних добрив, у ювелірній справі, під час друку фотографій, у виробництві. лікарських препаратівта барвників, а також у військовій промисловості.
Такі хімічні кислотиЯк азотна, є дуже шкідливими для організму. Пари HNO 3 залишають виразки, викликають гострі запалення та подразнення дихальних шляхів.
Азотиста кислота
Азотисту кислоту дуже часто плутають із азотною, але різниця між ними є. Справа в тому, що набагато слабше азотної, у неї зовсім інші властивості та дія на організм людини.
HNO 2 знайшла широке застосування у хімічній промисловості.
Плавикова кислота
Плавікова кислота (або фтороводород) – це розчин H 2 O c HF. Формула кислоти – HF. Плавікова кислота дуже активно використовується в алюмінієвій промисловості. Нею розчиняють силікати, труять кремній, силікатне скло.
Фторівник є дуже шкідливим для організму людини, залежно від його концентрації може бути легким наркотиком. При попаданні на шкіру спочатку жодних змін, але вже за кілька хвилин може з'явитися різкий більта хімічний опік. Плавікова кислота дуже шкідлива для навколишнього світу.
Соляна кислота
HCl – це хлористий водень, що є сильною кислотою. Хлористий водень зберігає властивості кислот, що належать до групи сильних. На вигляд кислота прозора та безбарвна, а на повітрі димиться. Хлористий водень широко застосовується у металургійній та харчовій промисловостях.
Ця кислота викликає хімічні опіки, але особливо небезпечно її потрапляння у вічі.
Фосфорна кислота
Фосфорна кислота (H3PO4) - це за своїми властивостями слабка кислота. Але навіть слабкі кислоти можуть мати сильні властивості. Наприклад, H 3 PO 4 використовують у промисловості відновлення заліза з іржі. Крім цього, форсфорна (або ортофосфорна) кислота широко використовується у сільському господарстві – з неї виготовляють безліч різноманітних добрив.
Властивості кислот дуже схожі - практично кожна з них є дуже шкідливою для організму людини, H 3 PO 4 не є винятком. Наприклад, ця кислота також спричиняє сильні хімічні опіки, кровотечі з носа, а також фарбування зубів.
Вугільна кислота
H 2 CO 3 – слабка кислота. Її отримують при розчиненні CO 2 (вуглекислий газ) H 2 O (вода). Вугільну кислоту використовують у біології та біохімії.
Щільність різних кислот
Щільність кислот займає важливе місце у теоретичній та практичній частинах хімії. Завдяки знанню щільності можна визначити концентрацію тієї чи іншої кислоти, вирішити розрахункові хімічні завдання та додати правильна кількістькислоти для здійснення реакції. Щільність будь-якої кислоти змінюється в залежності від концентрації. Наприклад, що більший відсоток концентрації, то більша і щільність.
Загальні властивості кислот
Абсолютно всі кислоти є (тобто складаються з кількох елементів таблиці Менделєєва), причому обов'язково включають до свого складу H (водень). Далі ми розглянемо які є загальними:
- Всі кислоти, що містять кисень (у формулі яких присутній O) при розкладанні утворюють воду, а також А безкисневі при цьому розкладаються на прості речовини (наприклад, 2HF розкладається на F 2 і H 2).
- Кислоти-окислювачі взаємодіють із усіма металами у низці активності металів (тільки з тими, які розташовані ліворуч від H).
- Взаємодіють з різними солями, але тільки з тими, що були утворені ще слабкішою кислотою.
За своїм фізичним властивостямкислоти різко відрізняються одна від одної. Адже вони можуть мати запах і не мати його, а також бути в різних агрегатних станах: рідких, газоподібних і навіть твердих. Дуже цікаві вивчення тверді кислоти. Приклади таких кислот: C 2 H 2 0 4 та H 3 BO 3 .
Концентрація
Концентрацією називають величину, що визначає кількісний склад будь-якого розчину. Наприклад, хімікам часто необхідно визначити те, скільки в розведеній кислоті H2SO4 знаходиться чистої сірчаної кислоти. Для цього вони наливають невелику кількість розведеної кислоти у мірну склянку, зважують і визначають концентрацію таблиці щільності. Концентрація кислот вузько взаємопов'язана із щільністю, часто визначення концетрації зустрічаються розрахункові завдання, де потрібно визначити відсоткове кількість чистої кислоти у розчині.
Класифікація всіх кислот за кількістю атомів H у їхній хімічній формулі
Однією з найпопулярніших класифікацій є поділ всіх кислот на одноосновні, двоосновні та, відповідно, триосновні кислоти. Приклади одноосновних кислот: HNO 3 (азотна), HCl (хлороводнева), HF (фтороводородна) та інші. Дані кислоти називаються одноосновними, тому що в їх складі присутній лише один атом H. Таких кислот безліч, абсолютно кожну запам'ятати неможливо. Потрібно лише запам'ятати, що кислоти класифікують і за кількістю атомів H у складі. Аналогічно визначаються двоосновні кислоти. Приклади: H 2 SO 4 (сірчана), H 2 S (сірководнева), H 2 CO 3 (вугільна) та інші. Триосновні: H3PO4 (фосфорна).
Основна класифікація кислот
Однією з найпопулярніших класифікацій кислот є поділ їх на кисневмісні та безкисневі. Як запам'ятати, не знаючи хімічної формули речовини, що це кислота кисневмісна?
У всіх безкисневих кислот у складі відсутня важливий елемент O - кисень, зате у складі є H. Тому до назви завжди приписується слово "воднева". HCl - це a H 2 S - сірководнева.
Але і за назвами кислот, що містять, можна написати формулу. Наприклад, якщо число атомів O в речовині - 4 або 3, до назви завжди додається суфікс -н-, а також закінчення -ая-:
- H 2 SO 4 - сірчана (кількість атомів - 4);
- H 2 SiO 3 - кремнієва (кількість атомів - 3).
Якщо ж у речовині менше трьох атомів кисню або три, то в назві використовується суфікс -іст-:
- HNO 2 – азотиста;
- H 2 SO 3 – сірчиста.
Загальні властивості
Всі кислоти мають кислий смак і часто трохи металевий. Але є й інші подібні характеристики, які ми сьогодні розглянемо.
Існують такі речовини, які називаються індикаторами. Індикатори змінюють свій колір, або колір залишається, але змінюється його відтінок. Це відбувається тоді, коли на індикатори діють якісь інші речовини, наприклад кислоти.
Прикладом зміни кольору може бути такий звичний багатьом продукт, як чай, і лимонна кислота. Коли чай кидають лимон, то чай поступово починає помітно світлішати. Це відбувається через те, що лимон містить лимонну кислоту.
Існують інші приклади. Лакмус, який у нейтральному середовищі має бузковий колірПри додаванні соляної кислоти стає червоним.
При перебувають у ряді напруженості до водню, виділяються бульбашки газу - H. Однак якщо в пробірку з кислотою помістити метал, який знаходиться в ряді напруженості після H, ніякої реакції не відбудеться, виділення газу не буде. Так, мідь, срібло, ртуть, платина і золото з кислотами не реагуватимуть.
У цій статті ми розглянули найвідоміші хімічні кислоти, а також їх основні властивості та відмінності.
Кислотаминазиваються складні речовини, До складу молекул яких входять атоми водню, здатні заміщатися або обмінюватися на атоми металу і кислотний залишок.
За наявністю або відсутністю кисню в молекулі кислоти поділяються на кисневмісні(H 2 SO 4 сірчана кислота, H 2 SO 3 сірчиста кислота, HNO 3 азотна кислота, H 3 PO 4 фосфорна кислота, H 2 CO 3 вугільна кислота, H 2 SiO 3 кремнієва кислота) та безкисневі(HF фтороводородна кислота, HCl хлороводнева кислота ( соляна кислота), HBr бромоводнева кислота, HI иодоводородная кислота, H 2 S сірководнева кислота).
Залежно від числа атомів водню в молекулі кислоти кислоти бувають одноосновні (з 1 атомом Н), двоосновні (з 2 атомами Н) та триосновні (з 3 атомами Н). Наприклад, азотна кислота HNO 3 одноосновна, оскільки в молекулі її один атом водню, сірчана кислота H 2 SO 4 – двоосновна і т.д.
Неорганічних сполук, що містять чотири атоми водню, здатні заміщатися на метал, дуже мало.
Частина молекули кислоти без водню називається кислотним залишком.
Кислотні залишкиможуть складатися з одного атома (-Cl, -Br, -I) - це прості кислотні залишки, а можуть - із групи атомів (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - це складні залишки.
У водних розчинах при реакціях обміну та заміщення кислотні залишки не руйнуються:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Слово ангідридозначає безводний, тобто кислота без води. Наприклад,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Безкисневі кислоти ангідридів не мають.
Свою назву кислоти одержують від назви утворює кислоту елемента (кислотообразователя) з додаванням закінчень «ная» і рідше «ва»: H 2 SO 4 – сірчана; H 2 SO 3 – вугільна; H 2 SiO 3 - кремнієва і т.д.
Елемент може утворити кілька кисневих кислот. У такому разі зазначені закінчення в назві кислот будуть тоді, коли елемент виявляє найвищу валентність(У молекулі кислоти великий вміст атомів кисню). Якщо елемент виявляє нижчу валентність, закінчення в назві кислоти буде «зайвою»: HNO 3 – азотна, HNO 2 – азотиста.
Кислоти можна одержувати розчиненням ангідридів у воді.У разі, якщо ангідриди у воді не розчиняються, кислоту можна отримати дією іншої сильнішої кислоти на сіль необхідної кислоти. Цей спосіб характерний як для кисневих, так і безкисневих кислот. Безкисневі кислоти отримують так само прямим синтезом з водню і неметалу з подальшим розчиненням отриманої сполуки у воді:
H 2 + Cl 2 → 2 HCl;
H2+S → H2S.
Розчини отриманих газоподібних речовин HCl і H 2 S є кислотами.
За звичайних умов кислоти бувають як у рідкому, і у твердому стані.
Хімічні властивості кислот
Розчини кислот діють на індикатори. Усі кислоти (крім кремнієвої) добре розчиняються у воді. Спеціальні речовини – індикатори дозволяють визначити наявність кислоти.
Індикатори – це речовини складної будови. Вони змінюють своє забарвлення залежно від взаємодії з різними хімічними речовинами. У нейтральних розчинах - вони мають одне забарвлення, у розчинах основ – інше. При взаємодії з кислотою вони змінюють своє забарвлення: індикатор метиловий оранжевий забарвлюється червоний, індикатор лакмус – теж червоний.
Взаємодіють із основами з утворенням води та солі, в якій міститься постійний кислотний залишок (реакція нейтралізації):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Взаємодіють із заснованими оксидами з утворенням води та солі (реакція нейтралізації). Сіль містить кислотний залишок тієї кислоти, яка використовувалась у реакції нейтралізації:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Взаємодіють із металами.
Для взаємодії кислот із металами повинні виконуватися деякі умови:
1. метал має бути досить активним по відношенню до кислот (у ряду активності металів він повинен розташовуватися до водню). Чим лівіше знаходиться метал у ряді активності, тим інтенсивніше він взаємодіє з кислотами;
2. кислота має бути досить сильною (тобто здатною віддавати іони водню H+).
При протіканні хімічних реакційкислоти з металами утворюється сіль і виділяється водень (крім взаємодії металів з азотною та концентрованою сірчаною кислотами,):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Залишились питання? Хочете знати більше про кислоти?
Щоб отримати допомогу репетитора – .
Перший урок – безкоштовно!
blog.сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.
| Безкисневі: | Основність | Назва солі |
| HCl - хлористоводнева (соляна) | одноосновна | хлорид |
| HBr - бромистоводнева | одноосновна | бромід |
| HI - йодистоводнева | одноосновна | йодид |
| HF - фтористоводнева (плавикова) | одноосновна | фторид |
| H 2 S - сірководнева | двоосновна | сульфід |
| Кисневмісні: | ||
| HNO 3 – азотна | одноосновна | нітрат |
| H 2 SO 3 - сірчиста | двоосновна | сульфіт |
| H 2 SO 4 – сірчана | двоосновна | сульфат |
| H 2 CO 3 - вугільна | двоосновна | карбонат |
| H 2 SiO 3 - кремнієва | двоосновна | силікат |
| H 3 PO 4 - ортофосфорна | триосновна | ортофосфат |
Солі –складні речовини, що складаються з атомів металу та кислотних залишків. Це найчисленніший клас неорганічних сполук.
Класифікація.За складом та властивостями: середні, кислі, основні, подвійні, змішані, комплексні
Середні соліє продуктами повного заміщення атомів водню багатоосновної кислоти на атоми металу.
При дисоціації дають лише катіони металу (або NH 4+). Наприклад:
Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO
CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -
Кислі соліє продуктами неповного заміщення атомів водню багатоосновної кислоти на атоми металу.
При дисоціації дають катіони металу (NH 4 +), іони водню та аніони кислотного залишку, наприклад:
NaHCO 3 ® Na + + HCO «H++CO.
Основні соліє продуктами неповного заміщення груп OH - відповідної основи кислотні залишки.
При дисоціації дають катіони металу, аніони гідроксилу та кислотного залишку.
Zn(OH)Cl ® + + Cl - «Zn 2+ + OH - + Cl - .
Подвійні солімістять два катіони металу і при дисоціації дають два катіони і один аніон.
KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO
Комплексні солімістять комплексні катіони або аніони.
Br ® + + Br - Ag + +2 NH 3 + Br -
Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -
Генетичний зв'язок між різними класами сполук
ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА
Обладнання та посуд: штатив із пробірками, промивалка, спиртування.
Реактиви та матеріали: червоний фосфор,оксид цинку, гранули Zn, порошок гашеного вапна Ca(OH) 2 , 1 моль/дм 3 розчини NaOH, ZnSO 4 , СуSO 4 , AlCl 3 , FeCl 3 , HСl, H 2 SO 4 , універсальний індикаторний папір фенолфталеїну, метилоранжу, дистильована вода.
Порядок виконання роботи
1. Оксид цинку насипати у дві пробірки; в одну додати розчин кислоти (HCl або H 2 SO 4) в іншу розчин лугу (NaOH або KOH) і трохи нагріти на спиртовці.
Спостереження:Чи відбувається розчинення оксиду цинку в розчині кислоти та лугу?
Написати рівняння
Висновки: 1.До якого типу оксидів належить ZnO?
2. Які властивості мають амфотерні оксиди?
Одержання та властивості гідроксидів
2.1. У розчин лугу (NaOH або KOH) опустити кінчик універсальної індикаторної смужки. Порівняти отриманий колір індикаторної смужки зі стандартною шкалою кольорів.
Спостереження:Записати значення рН розчину.
2.2. Взяти чотири пробірки, налити в першу 1 мл розчину ZnSO 4 в другу - СуSO 4 в третю - AlCl 3 в четверту - FeCl 3 . У кожну пробірку додати 1 мл розчину NaOH. Написати спостереження та рівняння реакцій, що відбуваються.
Спостереження:Чи відбувається випадання осаду при додаванні лугу до розчину солі? Вкажіть колір осаду.
Написати рівнянняреакцій, що відбуваються (у молекулярному та іонному вигляді).
Висновки:Якими способами можуть бути одержані гідроксиди металів?
2.3. Половину опадів, отриманих у досвіді 2.2., перенести на інші пробірки. На одну частину осаду подіяти розчином H 2 SO 4 на іншу розчином NaOH.
Спостереження:Чи відбувається розчинення опадів при додаванні лугу та кислоти до опадів?
Написати рівнянняреакцій, що відбуваються (у молекулярному та іонному вигляді).
Висновки: 1.До якого типу гідроксидів відносяться Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Сu(OH) 2 , Fe(OH) 3 ?
2. Які властивості мають амфотерні гідроксиди?
Одержання солей.
3.1. У пробірку налити 2 мл розчину CuSO 4 і опустити очищений цвях. (Реакція йде повільно, зміни поверхні цвяха з'являються через 5-10 хв).
Спостереження:Чи відбуваються якісь зміни із поверхнею цвяха? Що тримає в облозі?
Написати рівняння окисно-відновної реакції.
Висновки:Зважаючи на ряд напруг металів, вкажіть спосіб отримання солей.
3.2. У пробірку помістити одну гранулу цинку та прилити розчин HCl.
Спостереження:Чи відбувається виділення газу?
Написати рівняння
Висновки:Поясніть цей спосіб отримання солей?
3.3. У пробірку насипати трохи порошку гашеного вапна Ca(OH) 2 і долити розчин HСl.
Спостереження:Чи відбувається виділення газу?
Написати рівнянняреакції, що відбувається (у молекулярному та іонному вигляді).
Висновок: 1. До якого типу належить реакція взаємодії гідроксиду та кислоти?
2.Які речовини є продуктами цієї реакції?
3.5. У дві пробірки налийте по 1 мл розчинів солей: у першу – сульфату міді, у другу – хлориду кобальту. Додайте в обидві пробірки по крапляхрозчин гідроксиду натрію до утворення опадів. Потім додайте в обидві пробірки надлишок лугу.
Спостереження:Вкажіть зміни кольору опадів у реакціях.
Написати рівнянняреакції, що відбувається (у молекулярному та іонному вигляді).
Висновок: 1. Внаслідок яких реакцій утворюються основні солі?
2. Як можна перевести основні солі до середніх?
1. З перерахованих речовин виписати формули солей, основ, кислот: Ca(OH)2, Ca(NO3)2, FeCl3, HCl, H2O, ZnS, H2SO4, CuSO4, KOH
Zn(OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 .
2. Вкажіть формули оксидів, що відповідають перерахованим речовинам 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. Які гідроксиди відносяться до амфотерних? Складіть рівняння реакцій, що характеризують амфотерність гідроксиду алюмінію та гідроксиду цинку.
4. Які із зазначених сполук попарно взаємодіятимуть: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Складіть рівняння можливих реакцій.
Лабораторна робота№ 2 (4 год.)
Тема:Якісний аналіз катіонів та аніонів
Ціль:освоїти техніку проведення якісних та групових реакцій на катіони та аніони.
ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА
Основним завданням якісного аналізу є встановлення хімічного складуречовин, що знаходяться у різноманітних об'єктах (біологічних матеріалах, лікарських препаратах, продуктах харчування, об'єктах довкілля). У роботі розглядається якісний аналіз неорганічних речовин, є електролітами, т. е. насправді якісний аналіз іонів. З усієї сукупності іонів, що зустрічаються, обрані найбільш важливі в медико-біологічному відношенні: (Fе 3+ , Fе 2+ , Zn 2+ , Са 2+ , Na + , К + , Мg 2+ , Сl - , РО , СО і ін. ). Багато з цих іонів входять до складу різних лікарських препаратів та продуктів харчування.
У якісному аналізі використовуються не всі можливі реакції, а лише ті, що супроводжуються виразним аналітичним ефектом. Найчастіше аналітичні ефекти: поява нового забарвлення, виділення газу, утворення осаду.
Існують два принципово різних підходівдо якісного аналізу: дробовий та систематичний . У систематичному аналізі обов'язково використовують групові реагенти, що дозволяють розділити присутні іони окремі групи, а деяких випадках і підгрупи. Для цього частину іонів переводять до складу нерозчинних сполук, а частину іонів залишають у розчині. Після відокремлення осаду від розчину аналіз їх проводять окремо.
Наприклад, в розчині є іони А1 3+ Fе 3+ і Ni 2+ . Якщо цей розчин подіяти надлишком лугу, випадає осад Fе(ОН) 3 і Ni(ОН) 2 , а розчині залишаються іони [А1(ОН) 4 ] - . Осад, що містить гідроксиди заліза та нікелю, при обробці аміаком частково розчиниться за рахунок переходу в розчин 2+. Таким чином, за допомогою двох реагентів - лугу та аміаку були отримані два розчини: в одному містилися іони [А1(ОН) 4 ] - , в іншому - іони 2+ і осад Fе(ОН) 3 . За допомогою характерних реакцій потім доводиться наявність тих чи інших іонів у розчинах та осаді, який попередньо потрібно розчинити.
Систематичний аналіз використовують переважно виявлення іонів у складних багатокомпонентних сумішах. Він дуже трудомісткий, проте перевага його полягає у легкій формалізації всіх дій, що укладаються у чітку схему (методику).
Для проведення дробового аналізу використовують лише характерні реакції. Очевидно, що наявність інших іонів може значно спотворювати результати реакції (накладення забарвлень один на одного, випадання небажаних опадів тощо). Щоб уникнути цього в дробовому аналізі використовують переважно високоспецифічні реакції, що дають аналітичний ефект з невеликим числом іонів. Для успішного проведення реакцій дуже важливо підтримувати певні умови, зокрема рН. Дуже часто в дробовому аналізі доводиться вдаватися до маскування, тобто до переведення іонів у сполуки, не здатні давати аналітичний ефект із вибраним реактивом. Наприклад, для виявлення іона нікелю використовується диметилгліоксім. Подібний аналітичний ефект із цим реагентом дає іон Fе 2+ . Для виявлення Ni 2+ іон Fе 2+ переводять у міцний фторидний комплекс 4 або окислюють до Fе 3+ , наприклад, пероксидом водню.
Дробний аналіз використовують для виявлення іонів у більш простих сумішах. Час аналізу значно скорочується, проте при цьому від експериментатора вимагається глибше знання закономірностей протікання хімічних реакцій, оскільки врахувати в одній конкретній методиці всі можливі випадки взаємного впливу іонів на характер аналітичних ефектів, що спостерігаються, досить складно.
В аналітичній практиці часто застосовують так званий дробово-систематичний метод. При такому підході використовується мінімальна кількість групових реактивів, що дозволяє намітити тактику аналізу загальних рисахякий потім здійснюється дробовим методом.
За технікою проведення аналітичних реакцій розрізняють реакції: осадові; мікрокристалоскопічні; що супроводжуються виділенням газоподібних продуктів; що проводяться на папері; екстракційні; кольорові у розчинах; фарбування полум'я.
При проведенні осадових реакцій обов'язково відзначають колір і характер осаду (кристалічний, аморфний), при необхідності проводять додаткові випробування: осад перевіряють на розчинність у сильних і слабких кислотах, лугах і аміаку, надлишку реактиву. При проведенні реакцій, що супроводжуються виділенням газу, відзначають його колір та запах. У деяких випадках проводять додаткові випробування.
Наприклад, якщо припускають, що газ, що виділяється – оксид вуглецю (IV), його пропускають через надлишок вапняної води.
У дробовому та систематичному аналізах широко використовуються реакції, в ході яких з'являється нове забарвлення, найчастіше це реакції комплексоутворення або окисно-відновлювальні реакції.
У окремих випадкахтакі реакції зручно проводити на папері (краплинні реакції). Реактиви, що не піддаються розкладанню у звичайних умовах, наносять на папір заздалегідь. Так, для виявлення сірководню або сульфід-іонів застосовують папір, просочений нітратом свинцю [відбувається почорніння за рахунок утворення сульфіду свинцю(II)]. Багато окислювачів виявляють з допомогою йодкрохмального паперу, тобто. паперу, просоченого розчинами іодиду калію та крохмалю. У більшості випадків необхідні реактиви наносять на папір під час проведення реакції, наприклад, алізарин на іон А1 3+, купрон на іон Сu 2+ та ін Для посилення забарвлення іноді застосовують екстракцію в органічний розчинник. Для попередніх випробувань використовують реакції фарбування полум'я.
Кислоти- електроліти, при дисоціації яких із позитивних іонів утворюються тільки іони H + :
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -;
CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO - .
Усі кислоти класифікують на неорганічні та органічні (карбонові), які також мають свої власні (внутрішні) класифікації.
За нормальних умов значна кількість неорганічних кислот існують у рідкому стані, деякі - у твердому стані (H 3 PO 4 , H 3 BO 3).
Органічні кислоти з числом атомів вуглецю до 3 є легкорухливими безбарвними рідинами з характерним різким запахом; кислоти з 4-9 атомами вуглецю - маслянисті рідини з неприємним запахом, А кислоти з великою кількістю атомів вуглецю- тверді речовини, нерозчинні у воді.
Хімічні формули кислот
Хімічні формули кислот розглянемо на прикладі кількох представників (як неорганічних, так і органічних): хлороводневої кислоти -HCl, сірчаної кислоти - H 2 SO 4 , фосфорної кислоти - H 3 PO 4 , оцтовій кислоті- CH 3 COOH та бензойної кислоти - C 6 H 5 COOH. Хімічна формула показує якісний і кількісний склад молекули (скільки та яких атомів входить у конкретну сполуку) За хімічною формулою можна визначити молекулярну масу кислот (Ar(H) = 1 а.е.м., Ar(Cl) = 35,5 а. е.м., Ar(P) = 31 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м., Ar(S) = 32 а.е.м., Ar(C) = 12 а.е.м.):
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(H2SO4) = 2×1 + 32 + 4×16 = 2 + 32 + 64 = 98.
Mr(H 3 PO 4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);
Mr(H3PO4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.
Mr(CH 3 COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);
Mr(CH 3 COOH) = 3×12 + 4×1 + 2×16 = 36 + 4 + 32 = 72.
Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);
Mr(C6H5COOH) = 7×12 + 6×1 + 2×16 = 84 + 6 + 32 = 122.
Структурні (графічні) формули кислот
Структурна (графічна) формула речовини є наочнішою. Вона показує, як пов'язані атоми між собою всередині молекули. Вкажемо структурні формули кожної з вищезгаданих сполук:
Мал. 1. Структурна формула хлороводневої кислоти.
Мал. 2. Структурна формула сірчаної кислоти.
Мал. 3. Структурна формула фосфорної кислоти.
Мал. 4. Структурна формула оцтової кислоти.
Мал. 5. Структурна формула бензойної кислоти.
Іонні формули
Усі неорганічні кислоти є електролітами, тобто. здатні дисоціювати у водному розчині на іони:
HCl ↔ H + + Cl -;
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-;
H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .
Приклади розв'язання задач
ПРИКЛАД 1
| Завдання | При повному згорянні 6 г органічної речовиниутворилося 8,8 г оксиду вуглецю (IV) та 3,6 г води. Визначте молекулярну формулу спаленої речовини, якщо відомо, що її молярна маса дорівнює 180 г/моль. |
| Рішення | Складемо схему реакції згоряння органічного з'єднанняпозначивши кількість атомів вуглецю, водню та кисню за «x», «у» та «z» відповідно: C x H y O z + O z → CO 2 + H 2 O. Визначимо маси елементів, що входять до складу цієї речовини. Значення відносних атомних мас, взяті з Періодичної таблиціД.І. Менделєєва, округлим до цілих чисел: Ar(C) = 12 а.е.м., Ar(H) = 1 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H); Розрахуємо молярні маси Вуглекислий газта води. Як відомо, молярна маса молекули дорівнює сумі відносних атомних мас атомів, що входять до складу молекули (M = Mr): M(CO 2 ) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 г/моль; M(H 2 O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 г/моль. m(C) = ×12 = 2,4 м; m(H) = 2×3,6/18×1= 0,4 г. m(O) = m(C x H y O z) - m(C) - m(H) = 6 - 2,4 - 0,4 = 3,2 р. Визначимо хімічну формулу сполуки: 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. Значить найпростіша формула сполуки CH 2 O і молярну масу 30 г/моль. Щоб знайти справжню формулу органічної сполуки знайдемо відношення істинної та отриманої молярних мас: M substance / M (CH 2 O) = 180/30 = 6. Значить індекси атомів вуглецю, водню та кисню мають бути у 6 разів вищими, тобто. формула речовини матиме вигляд C 6 H 12 O 6 . Це глюкоза чи фруктоза. |
| Відповідь | C 6 H 12 O 6 |
ПРИКЛАД 2
| Завдання | Виведіть найпростішу формулу сполуки, де масова частка фосфору становить 43,66%, а масова частка кисню - 56,34%. |
| Рішення | Масова частка елемента Х у молекулі складу НХ розраховується за такою формулою: ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Позначимо число атомів фосфору в молекулі через «х», а кількість атомів кисню через «у» Знайдемо відповідні відносні атомні маси елементів фосфору та кисню (значення відносних атомних мас, взяті з Періодичної таблиці Д.І. Менделєєва, округлим до цілих чисел). Ar(P) = 31; Ar(O) = 16. Відсотковий вміст елементів розділимо відповідні відносні атомні маси. Таким чином, ми знайдемо співвідношення між числом атомів у молекулі сполуки: 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. Значить найпростіша формула сполуки фосфору та кисню має вигляд P 2 O 5 . Це оксид фосфору (V). |
| Відповідь | P 2 O 5 |
Не варто недооцінювати роль кислот у нашому житті, адже багато з них просто незамінні в повсякденному житті. Спочатку давайте згадаємо, що таке кислоти. Це складні речовини. Формула записується наступним чином: HnA, де H – водень, n – кількість атомів, А – кислотний залишок.
До основним властивостям кислот відносять можливість замінювати молекули атомів водню на атоми металів. Більшість із них не тільки їдкі, а й дуже отруйні. Але є й такі, з якими ми стикаємося постійно, без шкоди для здоров'я: вітамін С, лимонна кислота, молочна кислота. Розглянемо основні властивості кислот.
Фізичні властивості
Фізичні властивості кислот часто допомагають знайти ключ для встановлення їх характеру. Кислоти можуть існувати у трьох видах: твердому, рідкому та газоподібному. Наприклад: азотна (HNO3) та сірчана кислота (H2SO4) - це безбарвні рідини; борна (H3BO3) та метафосфорна (HPO3) – тверді кислоти. Деякі з них мають колір та запах. Різні кислоти по-різному розчиняються у питній воді. Є й нерозчинні: H2SiO3 – кремнієва. Рідкі речовини мають кислий смак. Назву деяким кислотам дали плоди, в яких вони знаходяться: яблучна кислота, лимонна кислота. Інші отримали свою назву від хімічних елементів, що містяться в них.
Класифікація кислот
Зазвичай кислоти класифікують за кількома ознаками. Найперший - це, за вмістом кисню у яких. А саме: кисневмісні (HClO4 – хлорна) та безкисневі (H2S – сірководнева).
За кількістю атомів водню (за основністю):
- Одноосновна – міститься один атом водню (HMnO4);
- Двоосновна – має два атоми водню (H2CO3);
- Триосновні, відповідно, мають три атоми водню (H3BO);
- Поліосновні – мають чотири та більше атомів, зустрічаються рідко (H4P2O7).
За класами хімічних сполук діляться на органічні та неорганічні кислоти. Перші, переважно, зустрічаються у продуктах рослинного походження: оцтова, молочна, нікотинова, аскорбінова кислоти. До неорганічних кислот відносяться: сірчана, азотна, борна, миш'якова. Спектр їх застосування досить широкий від промислових потреб (виготовлення барвників, електролітів, кераміки, добрив тощо) до приготування їжі або прочищення каналізацій. Також кислоти можна класифікувати за силою, летючістю, стійкістю та розчинністю у воді.
Хімічні властивості
Розглянемо основні Хімічні властивостікислот.
- Перше – це взаємодія з індикаторами. Як індикатори використовуються лакмус, метилоранж, фенолфталеїн та універсальний індикаторний папір. У розчинах кислот забарвлення індикатора змінить колір: лакмус та універсальна інд. папір стануть червоними, метилоранж – рожевим, фенолфталеїн залишиться безбарвним.
- Друге – взаємодія кислот із основами. Таку реакцію ще називають нейтралізацією. Кислота входить у реакцію з основою, у результаті ми маємо сіль + вода. Наприклад: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
- Так як майже всі кислоти добре розчиняються у воді, нейтралізацію можна проводити як з розчинними, так і з нерозчинними основами. Виняток становить кремнієва кислота, вона майже розчинна у воді. Для її нейтралізації потрібні такі підстави, як KOH або NaOH (вони розчиняються у воді).
- Третє – взаємодія кислот із основними оксидами. Тут також відбувається реакція нейтралізації. Основні оксидиє близькими «родичами» підстав, отже, реакція та сама. Ми часто використовуємо ці окислювальні властивості кислот. Наприклад, видалення іржі з труб. Кислота реагує з оксидом, перетворюючись на розчинну сіль.
- Четверте – реакція із металами. Не всі метали однаково добре вступають у реакцію із кислотами. Їх поділяють активні (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) і неактивні (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Також варто звертати увагу на силу кислоти (сильні, слабкі). Наприклад, соляна та сірчана кислоти здатні вступати в реакцію з усіма неактивними металами, а лимонна та щавлева кислоти настільки слабкі, що дуже повільно реагують навіть з активними металами.
- П'яте – реакція кисневмісних кислот на нагрівання. Майже всі кислоти цієї групи під час нагрівання розпадаються на кисневий оксид та воду. Виняток становлять вугільна (H3PO4) та сірчиста кислоти (H2SO4). При нагріванні вони розпадаються на воду та газ. Це треба запам'ятати. Ось і всі основні властивості кислот.