VhodFormule vseh anorganskih soli in kislin. Kemijske lastnosti kislin
kisline- elektroliti, pri disociaciji katerih iz pozitivnih ionov nastanejo samo ioni H +:
HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;
CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .
Vse kisline delimo na anorganske in organske (karboksilne), ki imajo tudi svojo (notranjo) klasifikacijo.
V normalnih pogojih obstaja precejšnja količina anorganskih kislin v tekočem stanju, nekatere v trdnem stanju (H 3 PO 4, H 3 BO 3).
Organske kisline z do 3 ogljikovimi atomi so zelo mobilne, brezbarvne tekočine z značilnim ostrim vonjem; kisline s 4-9 atomi ogljika so oljnate tekočine z neprijetnim vonjem, kisline z velikim številom atomov ogljika pa so trdne snovi, netopne v vodi.
Kemijske formule kislin
Razmislimo o kemijskih formulah kislin na primeru več predstavnikov (tako anorganskih kot organskih): klorovodikova kislina - HCl, žveplova kislina - H 2 SO 4, fosforjeva kislina - H 3 PO 4, ocetna kislina - CH 3 COOH in benzojska kislina - C 6 H5COOH. Kemijska formula prikazuje kvalitativno in kvantitativno sestavo molekule (koliko in kateri atomi so vključeni v določeno spojino) S pomočjo kemijske formule lahko izračunate molekulsko maso kislin (Ar(H) = 1 amu, Ar(). Cl) = 35,5 amu, Ar(P) = 31 amu, Ar(O) = 16 amu, Ar(S) = 32 amu, Ar(C) = 12 a.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) = 2×1 + 32 + 4×16 = 2 + 32 + 64 = 98.
Mr(H 3 PO 4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);
Mr(H 3 PO 4) = 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(C 6 H 5 COOH) = 7 × 12 + 6 × 1 + 2 × 16 = 84 + 6 + 32 = 122.
Strukturne (grafične) formule kislin
Strukturna (grafična) formula snovi je bolj vizualna. Prikazuje, kako so atomi med seboj povezani znotraj molekule. Naj navedemo strukturne formule vsake od zgornjih spojin:
riž. 1. Strukturna formula klorovodikove kisline.
riž. 2. Strukturna formula žveplove kisline.
riž. 3. Strukturna formula fosforne kisline.
riž. 4. Strukturna formula ocetne kisline.
riž. 5. Strukturna formula benzojske kisline.
Ionske formule
Vse anorganske kisline so elektroliti, tj. sposobni disociirati v vodni raztopini na ione:
HCl ↔ H + + Cl - ;
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-;
H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .
Primeri reševanja problemov
PRIMER 1
| telovadba | Pri popolnem zgorevanju 6 g organske snovi je nastalo 8,8 g ogljikovega monoksida (IV) in 3,6 g vode. Določite molekulsko formulo zgorele snovi, če je znano, da je njena molska masa 180 g/mol. |
| rešitev | Narišimo diagram reakcije zgorevanja organske spojine, pri čemer označimo število atomov ogljika, vodika in kisika kot "x", "y" in "z": C x H y O z + O z → CO 2 + H 2 O. Določimo mase elementov, ki tvorijo to snov. Vrednosti relativnih atomskih mas, vzete iz periodnega sistema D.I. Mendelejeva, zaokrožite na cela števila: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H2O)×M(H) = ×M(H); Izračunajmo molske mase ogljikov dioksid in vodo. Kot je znano, je molska masa molekule enaka vsoti relativnih atomskih mas atomov, ki sestavljajo molekulo (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) = ×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. Določimo kemijska formula povezave: 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. To pomeni, da je najpreprostejša formula spojine CH 2 O in molska masa 30 g/mol. Da bi našli pravo formulo organske spojine, najdemo razmerje med pravo in posledično molsko maso: M snov / M(CH 2 O) = 180 / 30 = 6. To pomeni, da bi morali biti indeksi atomov ogljika, vodika in kisika 6-krat višji, tj. formula snovi bo C 6 H 12 O 6. To je glukoza ali fruktoza. |
| Odgovori | C6H12O6 |
PRIMER 2
| telovadba | Izpeljite najenostavnejšo formulo spojine, v kateri je masni delež fosforja 43,66 %, masni delež kisika pa 56,34 %. |
| rešitev | Masni delež elementa X v molekuli sestave NX izračunamo po naslednji formuli: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Število atomov fosforja v molekuli označimo z "x", število atomov kisika pa z "y". Poiščimo ustrezne relativne atomske mase elementov fosforja in kisika (vrednosti relativnih atomskih mas, vzete iz periodnega sistema D.I. Mendelejeva, so zaokrožene na cela števila). Ar(P) = 31; Ar(O) = 16. Odstotno vsebnost elementov razdelimo na pripadajoče relativne atomske mase. Tako bomo našli razmerje med številom atomov v molekuli spojine: 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. To pomeni, da je najenostavnejša formula za združevanje fosforja in kisika P 2 O 5 . Je fosforjev (V) oksid. |
| Odgovori | P2O5 |
| Brez kisika: | Bazičnost | Ime soli |
| HCl - klorovodikova (klorovodikova) | enobazni | klorid |
| HBr - bromovodikova | enobazni | bromid |
| HI - hidrojodid | enobazni | jodid |
| HF - fluorovodikov (fluoričen) | enobazni | fluorid |
| H 2 S - vodikov sulfid | dvobazični | sulfid |
| Vsebuje kisik: | ||
| HNO 3 – dušik | enobazni | nitrat |
| H 2 SO 3 - žveplov | dvobazični | sulfit |
| H 2 SO 4 – žveplova | dvobazični | sulfat |
| H 2 CO 3 - premog | dvobazični | karbonat |
| H 2 SiO 3 - silicij | dvobazični | silikat |
| H 3 PO 4 - ortofosforna | triosnovni | ortofosfat |
soli –kompleksne snovi, ki so sestavljeni iz kovinskih atomov in kislih ostankov. To je najštevilnejši razred anorganskih spojin.
Razvrstitev. Po sestavi in lastnostih: srednje, kisle, bazične, dvojne, mešane, kompleksne
Srednje soli so produkti popolne zamenjave vodikovih atomov polibazične kisline s kovinskimi atomi.
Pri disociaciji nastanejo le kovinski kationi (ali NH 4 +). Na primer:
Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO
CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -
Kisle soli so produkti nepopolne zamenjave vodikovih atomov polibazične kisline s kovinskimi atomi.
Pri disociaciji proizvajajo kovinske katione (NH 4 +), vodikove ione in anione kislinskega ostanka, na primer:
NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO.
Bazične soli so produkti nepopolne zamenjave OH skupin - ustrezne baze s kislimi ostanki.
Pri disociaciji dajo kovinske katione, hidroksilne anione in kislinski ostanek.
Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .
Dvojne soli vsebujejo dva kovinska kationa in po disociaciji dajo dva kationa in en anion.
KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO
Kompleksne soli vsebujejo kompleksne katione ali anione.
Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -
Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -
Genetsko razmerje med različnimi razredi spojin
EKSPERIMENTALNO
Oprema in posoda: stojalo z epruvetami, pralni stroj, alkoholna svetilka.
Reagenti in materiali: rdeči fosfor, cinkov oksid, zrnca Zn, gašeno apno v prahu Ca(OH) 2, 1 mol/dm 3 raztopine NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HСl, H 2 SO 4, univerzalni indikatorski papir, raztopina fenolftalein, metiloranž, destilirana voda.
Delovni nalog
1. V dve epruveti nalijemo cinkov oksid; v eno dodamo raztopino kisline (HCl ali H 2 SO 4) in v drugo raztopino alkalije (NaOH ali KOH) in rahlo segrejemo na alkoholni svetilki.
Opažanja: Ali se cinkov oksid raztopi v raztopini kisline in alkalije?
Napišite enačbe
Sklepi: 1. V katero vrsto oksida spada ZnO?
2. Kakšne lastnosti imajo amfoterni oksidi?
Priprava in lastnosti hidroksidov
2.1. Konico univerzalnega indikatorskega traku pomočite v raztopino alkalije (NaOH ali KOH). Primerjajte dobljeno barvo indikatorskega traku s standardno barvno lestvico.
Opažanja: Zapišite pH vrednost raztopine.
2.2. Vzamemo štiri epruvete, v prvo vlijemo 1 ml raztopine ZnSO 4, v drugo CuSO 4, v tretjo AlCl 3 in v četrto FeCl 3. V vsako epruveto dodajte 1 ml raztopine NaOH. Zapišite opažanja in enačbe za reakcije, ki se dogajajo.
Opažanja: Ali pride do obarjanja, ko raztopini soli dodamo alkalijo? Označite barvo usedline.
Napišite enačbe pojavljajoče se reakcije (v molekularni in ionski obliki).
Sklepi: Kako lahko pripravimo kovinske hidrokside?
2.3. Polovico usedlin, pridobljenih v poskusu 2.2, prenesemo v druge epruvete. En del usedline obdelamo z raztopino H 2 SO 4, drugi del pa z raztopino NaOH.
Opažanja: Ali pride do raztapljanja oborine, če oborini dodamo alkalije in kisline?
Napišite enačbe pojavljajoče se reakcije (v molekularni in ionski obliki).
Sklepi: 1. Katere vrste hidroksidov so Zn(OH)2, Al(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)3?
2. Kakšne lastnosti imajo amfoterni hidroksidi?
Pridobivanje soli.
3.1. V epruveto vlijemo 2 ml raztopine CuSO 4 in v to raztopino pomočimo očiščen žebelj. (Reakcija je počasna, spremembe na površini nohta se pojavijo po 5-10 minutah).
Opažanja: Ali so kakšne spremembe na površini nohta? Kaj se deponira?
Napišite enačbo za redoks reakcijo.
Sklepi: Ob upoštevanju razpona kovinskih napetosti navedite način pridobivanja soli.
3.2. V epruveto položite eno cinkovo zrnce in dodajte raztopino HCl.
Opažanja: Ali se plin razvija?
Napišite enačbo
Sklepi: Pojasni ta metoda pridobivanje soli?
3.3. V epruveto nalijemo nekaj gašenega apna v prahu Ca(OH) 2 in dodamo raztopino HCl.
Opažanja: Ali se plin razvija?
Napišite enačbo reakcija, ki poteka (v molekularni in ionski obliki).
Zaključek: 1. Kakšna reakcija je interakcija med hidroksidom in kislino?
2.Katere snovi so produkti te reakcije?
3.5. V dve epruveti nalijemo 1 ml raztopine soli: v prvo - bakrov sulfat, v drugo - kobaltov klorid. Dodajte v obe epruveti kapljico za kapljico raztopino natrijevega hidroksida, dokler ne nastane oborina. Nato dodajte presežek alkalije v obe epruveti.
Opažanja: Označite spremembe barve oborine pri reakcijah.
Napišite enačbo reakcija, ki poteka (v molekularni in ionski obliki).
Zaključek: 1. Zaradi katerih reakcij nastanejo bazične soli?
2. Kako lahko bazične soli pretvorite v srednje velike?
1. Izmed naštetih snovi zapiši formule soli, baz, kislin: 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. Navedite formule oksidov, ki ustrezajo navedenim snovem 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. Kateri hidroksidi so amfoterni? Zapišite reakcijske enačbe, ki označujejo amfoternost aluminijevega hidroksida in cinkovega hidroksida.
4. Katere od naslednjih spojin bodo medsebojno delovale v parih: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Zapišite enačbe za možne reakcije.
Laboratorijska vaja št. 2 (4 ure)
Zadeva: Kvalitativna analiza kationov in anionov
Cilj: obvladajo tehniko izvajanja kvalitativnih in skupinskih reakcij na katione in anione.
TEORETIČNI DEL
Glavna naloga kvalitativne analize je ugotoviti kemična sestava snovi, ki se nahajajo v različnih predmetih (biološki materiali, zdravila, živila, predmeti okolju). To delo preučuje kvalitativno analizo anorganskih snovi, ki so elektroliti, tj. v bistvu kvalitativno analizo ionov. Iz celotnega nabora pojavljajočih se ionov smo izbrali najpomembnejše v medicinskem in biološkem smislu: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K +, Mg 2+, Cl -, PO , CO itd.). Veliko teh ionov najdemo v različnih zdravilih in hrani.
Pri kvalitativni analizi se ne uporabljajo vse možne reakcije, temveč le tiste, ki jih spremlja jasen analitični učinek. Najpogostejši analitični učinki: pojav nove barve, sproščanje plina, nastanek oborine.
Obstajata dva bistveno različna pristopa k kvalitativni analizi: delno in sistematično . Pri sistematični analizi se skupinski reagenti nujno uporabljajo za ločevanje prisotnih ionov v ločene skupine in v nekaterih primerih v podskupine. Da bi to naredili, se nekateri ioni pretvorijo v netopne spojine, nekateri ioni pa ostanejo v raztopini. Po ločitvi oborine od raztopine se ločeno analizirajo.
Na primer, raztopina vsebuje ione A1 3+, Fe 3+ in Ni 2+. Če je ta raztopina izpostavljena presežku alkalije, se obori Fe(OH) 3 in Ni(OH) 2, v raztopini pa ostanejo [A1(OH) 4 ] - ioni. Oborina, ki vsebuje železov in nikljev hidroksid, se bo ob obdelavi z amoniakom delno raztopila zaradi prehoda v raztopino 2+. Tako smo z uporabo dveh reagentov - alkalije in amoniaka dobili dve raztopini: ena je vsebovala [A1(OH) 4 ] - ione, druga je vsebovala ione 2+ in oborino Fe(OH) 3. Z značilnimi reakcijami se nato dokaže prisotnost določenih ionov v raztopinah in v oborini, ki jih je treba najprej raztopiti.
Sistematična analiza se uporablja predvsem za odkrivanje ionov v kompleksnih večkomponentnih mešanicah. Je zelo delovno intenziven, vendar je njegova prednost v enostavni formalizaciji vseh dejanj, ki se prilegajo jasni shemi (metodologiji).
Za izvedbo frakcijske analize se uporabljajo samo značilne reakcije. Očitno lahko prisotnost drugih ionov bistveno popači rezultate reakcije (prekrivajoče se barve, neželena precipitacija itd.). Da bi se temu izognili, frakcijska analiza večinoma uporablja zelo specifične reakcije, ki dajejo analitični učinek z majhnim številom ionov. Za uspešne reakcije je zelo pomembno vzdrževati določene pogoje, predvsem pH. Zelo pogosto se je pri frakcijski analizi treba zateči k maskiranju, to je pretvorbi ionov v spojine, ki z izbranim reagentom ne morejo ustvariti analitičnega učinka. Na primer, dimetilglioksim se uporablja za odkrivanje nikljevega iona. Ion Fe 2+ daje podoben analitski učinek kot ta reagent. Za detekcijo Ni 2+ se ion Fe 2+ prenese v stabilen fluoridni kompleks 4- ali oksidira v Fe 3+, na primer z vodikovim peroksidom.
Frakcijska analiza se uporablja za odkrivanje ionov v enostavnejših mešanicah. Čas analize se znatno skrajša, hkrati pa se od eksperimentatorja zahteva globlje poznavanje vzorcev toka kemične reakcije, saj je v eni specifični tehniki precej težko upoštevati vse možne primere medsebojnega vpliva ionov na naravo opazovanih analitičnih učinkov.
V analitični praksi je t.i frakcijsko-sistematsko metoda. S tem pristopom se uporablja minimalno število skupinskih reagentov, kar omogoča orisanje taktike analize v splošni oris, ki se nato izvede z frakcijsko metodo.
Glede na tehniko izvajanja analitskih reakcij ločimo reakcije: sedimentne; mikrokristalsko; spremlja sproščanje plinastih produktov; izvedeno na papirju; ekstrakcija; obarvan v raztopinah; plamensko barvanje.
Pri izvajanju sedimentnih reakcij je treba upoštevati barvo in naravo oborine (kristalinična, amorfna), če je potrebno, opravijo se dodatni testi: preveri se topnost oborine v močnih in šibkih kislinah, alkalijah in amoniaku ter presežek; reagenta. Pri izvajanju reakcij, ki jih spremlja sproščanje plina, opazimo njegovo barvo in vonj. V nekaterih primerih se izvajajo dodatni testi.
Na primer, če se sumi, da je sproščeni plin ogljikov monoksid (IV), se spusti skozi presežek apnenčaste vode.
V frakcijski in sistematični analizi se pogosto uporabljajo reakcije, med katerimi se pojavi nova barva, največkrat so to reakcije kompleksiranja ali redoks reakcije.
V nekaterih primerih je takšne reakcije priročno izvajati na papirju (kapljične reakcije). Na papir vnaprej nanesemo reagente, ki se v normalnih pogojih ne razgradijo. Tako se za detekcijo vodikovega sulfida ali sulfidnih ionov uporablja papir, impregniran s svinčevim nitratom [črnitev nastane zaradi tvorbe svinčevega (II) sulfida]. Številna oksidacijska sredstva se odkrijejo s škrobnim jodiranim papirjem, tj. papir, namočen v raztopini kalijevega jodida in škroba. V večini primerov se med reakcijo na papir nanesejo potrebni reagenti, na primer alizarin za ion A1 3+, kupron za ion Cu 2+ itd. Za izboljšanje barve se včasih uporablja ekstrakcija v organsko topilo. Za predhodne teste se uporabljajo barvne reakcije plamena.
7. Kisline. Sol. Razmerje med razredi anorganskih snovi
7.1. kisline
Kisline so elektroliti, pri disociaciji katerih nastanejo samo vodikovi kationi H + kot pozitivno nabiti ioni (natančneje hidronijevi ioni H 3 O +).
Druga definicija: kisline so kompleksne snovi, sestavljene iz atoma vodika in kislinskih ostankov (tabela 7.1).
Tabela 7.1
Formule in imena nekaterih kislin, kislinskih ostankov in soli
| Kislinska formula | Ime kisline | Kislinski ostanek(anion) | Ime soli (povprečje) |
|---|---|---|---|
| HF | Fluorovodikova (fluorikova) | F − | Fluoridi |
| HCl | klorovodikova (klorovodikova) | Cl − | Kloridi |
| HBr | bromovodikova | Br− | bromidi |
| HI | hidrojodid | jaz − | jodidi |
| H2S | Vodikov sulfid | S 2− | Sulfidi |
| H2SO3 | žveplov | SO 3 2 − | Sulfiti |
| H2SO4 | Žveplova | SO 4 2 − | Sulfati |
| HNO2 | Dušik | NO2− | Nitriti |
| HNO3 | Dušik | NE 3 − | Nitrati |
| H2SiO3 | Silicij | SiO 3 2 − | Silikati |
| HPO 3 | Metafosforno | PO 3 − | Metafosfati |
| H3PO4 | Ortofosforna | PO 4 3 − | Ortofosfati (fosfati) |
| H4P2O7 | Pirofosforna (bifosforna) | P 2 O 7 4 − | Pirofosfati (difosfati) |
| HMnO4 | Mangan | MnO 4 − | Permanganatov |
| H2CrO4 | Chrome | CrO 4 2 − | kromati |
| H2Cr2O7 | Dichrome | Cr 2 O 7 2 − | Dikromati (bikromati) |
| H2SeO4 | Selen | SeO 4 2 − | Selenati |
| H3BO3 | Bornaya | BO 3 3 − | Ortoborati |
| HClO | Hipoklorno | ClO – | Hipokloriti |
| HClO2 | klorid | ClO2− | kloriti |
| HClO3 | klorov | ClO3− | Klorati |
| HClO4 | Klor | ClO 4 − | Perklorati |
| H2CO3 | Premog | CO 3 3 − | karbonati |
| CH3COOH | Kis | CH 3 COO − | Acetati |
| HCOOH | mravlja | HCOO − | Formiati |
V normalnih pogojih so lahko kisline trdne snovi(H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) in tekočine (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Te kisline lahko obstajajo tako posamezno (100% oblika) kot v obliki razredčenih in koncentriranih raztopin. Na primer, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH poznamo tako posamično kot v raztopinah.
Številne kisline poznamo le v raztopinah. To so vsi vodikovi halogenidi (HCl, HBr, HI), vodikov sulfid H 2 S, vodikov cianid (cianovodikov HCN), ogljikova kislina H 2 CO 3, žveplova H 2 SO 3 kislina, ki so raztopine plinov v vodi. Na primer, klorovodikova kislina je zmes HCl in H 2 O, ogljikova kislina je zmes CO 2 in H 2 O. Jasno je, da uporaba izraza "raztopina klorovodikove kisline" ni pravilna.
Večina kislin je topnih v vodi; kremenčeva kislina H 2 SiO 3 je netopna. Velika večina kislin ima molekularna struktura. Primeri strukturne formule kisline:
V večini kislinskih molekul, ki vsebujejo kisik, so vsi vodikovi atomi vezani na kisik. Vendar obstajajo izjeme:
Kisline so razvrščene glede na številne značilnosti (tabela 7.2).
Tabela 7.2
Razvrstitev kislin
| Klasifikacijski znak | Vrsta kisline | Primeri |
|---|---|---|
| Število vodikovih ionov, ki nastanejo ob popolni disociaciji molekule kisline | Monobase | HCl, HNO3, CH3COOH |
| Dibasic | H2SO4, H2S, H2CO3 | |
| Tribazni | H3PO4, H3AsO4 | |
| Prisotnost ali odsotnost atoma kisika v molekuli | Kisik (kislinski hidroksidi, oksokisline) | HNO2, H2SiO3, H2SO4 |
| Brez kisika | HF, H2S, HCN | |
| Stopnja disociacije (moč) | Močan (popolnoma disociiran, močni elektroliti) | HCl, HBr, HI, H2SO4 (razredčen), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7 |
| Šibki (delno disociirani, šibki elektroliti) | HF, HNO 2, H 2 SO 3, HCOOH, CH 3 COOH, H 2 SiO 3, H 2 S, HCN, H 3 PO 4, H 3 PO 3, HClO, HClO 2, H 2 CO 3, H 3 BO 3, H 2 SO 4 (konc.) | |
| Oksidativne lastnosti | Oksidanti zaradi H + ionov (pogojno neoksidirajoče kisline) | HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (razt.), H 3 PO 4, CH 3 COOH |
| Oksidanti zaradi aniona (oksidacijske kisline) | HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (konc), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Reducenti zaradi aniona | HCl, HBr, HI, H 2 S (vendar ne HF) | |
| Toplotna stabilnost | Obstajajo le v rešitvah | H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2 |
| Pri segrevanju zlahka razpade | H2SO3, HNO3, H2SiO3 | |
| Termično stabilen | H2SO4 (konc), H3PO4 |
Vse splošne kemijske lastnosti kislin so posledica prisotnosti presežnih vodikovih kationov H + (H 3 O +) v njihovih vodnih raztopinah.
1. Zaradi presežka H + ionov vodne raztopine kislin spremenijo barvo lakmusove vijolice in metiloranža v rdečo (fenolftalein ne spremeni barve in ostane brezbarven). V vodni raztopini šibke ogljikove kisline lakmus ni rdeč, ampak rožnat; raztopina nad oborino zelo šibke silicijeve kisline sploh ne spremeni barve indikatorjev.
2. Kisline medsebojno delujejo z bazični oksidi, baze in amfoterni hidroksidi, amonijev hidrat (glej poglavje 6).
Primer 7.1.
Za izvedbo transformacije BaO → BaSO 4 lahko uporabite: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2S04; d) SO 3.
rešitev. Transformacijo lahko izvedemo z uporabo H 2 SO 4:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO 3 = BaSO 4
Na 2 SO 4 ne reagira z BaO in pri reakciji BaO s SO 2 nastane barijev sulfit:
BaO + SO 2 = BaSO 3
Odgovor: 3).
3. Kisline reagirajo z amoniakom in njegovimi vodnimi raztopinami, da tvorijo amonijeve soli:
HCl + NH 3 = NH 4 Cl - amonijev klorid;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - amonijev sulfat.
4. Neoksidirajoče kisline reagirajo s kovinami, ki se nahajajo v seriji aktivnosti do vodika, da tvorijo sol in sprostijo vodik:
H 2 SO 4 (razredčena) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2
Interakcija oksidacijskih kislin (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)) s kovinami je zelo specifična in se upošteva pri preučevanju kemije elementov in njihovih spojin.
a) v večini primerov, ko močnejša kislina sodeluje s soljo, več šibka kislina nastane sol šibke kisline in šibka kislina, ali, kakor pravijo, močnejša kislina izpodrine šibkejšo. Niz padajoče jakosti kislin izgleda takole:
Primeri reakcij, ki se pojavljajo:
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2
H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓
2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2
3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4
Ne medsebojno delujejo, na primer KCl in H 2 SO 4 (razredčen), NaNO 3 in H 2 SO 4 (razredčen), K 2 SO 4 in HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 in H2CO3, CH3COOK in H2CO3;
b) v nekaterih primerih šibkejša kislina izpodrine močnejšo iz soli:
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4
3AgNO 3 (dil) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.
Take reakcije so možne, kadar se oborine nastalih soli ne raztopijo v nastalih razredčenih močnih kislinah (H 2 SO 4 in HNO 3);
c) v primeru nastanka oborin, ki so netopne v močnih kislinah, lahko pride do reakcije med močno kislino in soljo, ki jo tvori druga močna kislina:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
Primer 7.2.
Označi vrstico s formulami snovi, ki reagirajo s H 2 SO 4 (razredčeno).
1) Zn, Al 2 O 3, KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF 2) Cu(OH) 2, K 2 CO 3, Ag; 4) Na 2 SO 3, Mg, Zn(OH) 2.
rešitev. Vse snovi iz vrstice 4 medsebojno delujejo s H 2 SO 4 (dil):
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2
Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O
V vrstici 1) reakcija s KCl (p-p) ni izvedljiva, v vrstici 2) - z Ag, v vrstici 3) - z NaNO 3 (p-p).
Odgovor: 4).
6. Koncentrirana žveplova kislina se v reakcijah s solmi obnaša zelo specifično. To je nehlapna in termično stabilna kislina, zato izpodriva vse močne kisline iz trdnih (!) soli, saj so bolj hlapne kot H2SO4 (konc):
KCl (tv) + H 2 SO 4 (konc.) KHSO 4 + HCl
2KCl (s) + H 2 SO 4 (konc.) K 2 SO 4 + 2HCl
Soli, ki jih tvorijo močne kisline (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4), reagirajo samo s koncentrirano žveplovo kislino in le v trdnem stanju.
Primer 7.3.
Koncentrirana žveplova kislina za razliko od razredčene reagira:
BaO + SO 2 = BaSO 3
3) KNO 3 (tv);
rešitev. Obe kislini reagirata s KF, Na 2 CO 3 in Na 3 PO 4, samo H 2 SO 4 (konc.) reagira s KNO 3 (trdno). Metode pridobivanja kislin so zelo raznolike.
- z raztapljanjem ustreznih plinov v vodi:
HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)
H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (raztopina)
- iz soli z zamenjavo z močnejšimi ali manj hlapnimi kislinami:
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
KCl (tv) + H 2 SO 4 (konc.) = KHSO 4 + HCl
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3
Kisline, ki vsebujejo kisik Metode pridobivanja kislin so zelo raznolike.
- razpustitev ustreznega kislinski oksidi v vodi, medtem ko stopnja oksidacije elementa, ki tvori kislino, v oksidu in kislini ostane enaka (z izjemo NO 2):
N2O5 + H2O = 2HNO3
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4
- oksidacija nekovin z oksidacijskimi kislinami:
S + 6HNO 3 (konc) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
- z izpodrivanjem močne kisline iz soli druge močne kisline (če se obori oborina, netopna v nastalih kislinah):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (razredčeno) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
- z izpodrivanjem hlapne kisline iz njenih soli z manj hlapno kislino.
V ta namen se najpogosteje uporablja nehlapna, termično stabilna koncentrirana žveplova kislina:
NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (konc.) NaHSO 4 + HNO 3
KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (konc.) KHSO 4 + HClO 4
- izpodrivanje šibkejše kisline iz njenih soli z močnejšo kislino:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4
NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2
K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓
| kislina | Kislinski ostanek | ||
| Formula | Ime | Formula | Ime |
| HBr | bromovodikova | Br – | bromid |
| HBrO3 | bromirano | BrO3 – | bromat |
| HCN | vodikov cianid (cian) | CN- | cianid |
| HCl | klorovodikova (klorovodikova) | Cl – | klorid |
| HClO | hipoklorov | ClO – | hipoklorit |
| HClO2 | klorid | ClO2 – | klorit |
| HClO3 | hipoklorov | ClO3 – | klorat |
| HClO4 | klor | ClO 4 – | perklorat |
| H2CO3 | premog | HCO 3 – | bikarbonat |
| CO 3 2– | karbonat | ||
| H2C2O4 | kislica | C2O42– | oksalat |
| CH3COOH | kis | CH 3 COO – | acetat |
| H2CrO4 | krom | CrO 4 2– | kromat |
| H2Cr2O7 | dikrom | Cr 2 O 7 2– | dikromat |
| HF | vodikov fluorid (fluorid) | F – | fluorid |
| HI | vodikov jodid | jaz – | jodid |
| HIO 3 | jod | IO 3 – | jodat |
| H2MnO4 | mangan | MnO 4 2– | manganat |
| HMnO4 | mangan | MnO4 – | permanganat |
| HNO2 | dušikov | NE 2 – | nitrit |
| HNO3 | dušik | NE 3 – | nitrat |
| H3PO3 | fosforjev | PO 3 3– | fosfit |
| H3PO4 | fosfor | PO 4 3– | fosfat |
| HSCN | hidrotiocianat (rodanik) | SCN - | tiocianat (rodanid) |
| H2S | vodikov sulfid | S 2– | sulfid |
| H2SO3 | žveplov | SO 3 2– | sulfit |
| H2SO4 | žveplov | SO 4 2– | sulfat |
Končni prid.
Predpone, ki se najpogosteje uporabljajo v imenih
Interpolacija referenčnih vrednosti
Včasih je treba ugotoviti vrednost gostote ali koncentracije, ki ni navedena v referenčnih tabelah. Zahtevani parameter je mogoče najti z interpolacijo.
Primer
Za pripravo raztopine HCl smo vzeli v laboratoriju razpoložljivo kislino, katere gostoto smo določili s hidrometrom. Izkazalo se je, da je enako 1,082 g/cm3.
Iz referenčne tabele ugotovimo, da ima kislina z gostoto 1,080 masni delež 16,74 % in od 1,085 do 17,45 %. Za iskanje masnega deleža kisline v obstoječi raztopini uporabimo interpolacijsko formulo:
kje je indeks 1 se nanaša na bolj razredčeno raztopino in 2 - do bolj koncentriranega.
Predgovor……………………………..………….……….…......3
1. Osnovni koncepti titrimetričnih analiznih metod......7
2. Metode in metode titracije……………………….....……...9
3. Izračun molske mase ekvivalentov.………………16
4. Metode izražanja kvantitativne sestave raztopin
v titrimetriji………………………………………………………..21
4.1. Reševanje tipičnih problemov o načinih izražanja
kvantitativna sestava raztopin……………….……25
4.1.1. Izračun koncentracije raztopine na podlagi znane mase in prostornine raztopine…………………………………………………………..26
4.1.1.1. Naloge za samostojno reševanje...29
4.1.2. Pretvorba ene koncentracije v drugo…………30
4.1.2.1. Naloge za samostojno reševanje...34
5. Metode priprave raztopin…………………………...36
5.1. Reševanje tipičnih problemov za pripravo rešitev
na različne načine…………………………………..39
5.2. Problemi za samostojno reševanje………………….48
6. Izračun rezultatov titrimetrične analize……….........51
6.1. Izračun neposrednih in nadomestnih rezultatov
titracija……………………………………………………………...51
6.2. Izračun rezultatov povratne titracije……………...56
7. Metoda nevtralizacije (kislinsko-bazična titracija)……59
7.1. Primeri reševanja tipičnih problemov……………………..68
7.1.1. Neposredna in substitucijska titracija……………68
7.1.1.1. Naloge za samostojno reševanje...73
7.1.2. Povratna titracija……………………………..76
7.1.2.1. Naloge za samostojno reševanje...77
8. Oksidacijsko-redukcijska metoda (redoksimetrija)…………80
8.1. Naloge za samostojno reševanje………………….89
8.1.1. Redoks reakcije……..89
8.1.2. Izračun rezultatov titracije…………………...90
8.1.2.1. Nadomestna titracija……………...90
8.1.2.2. Titracija naprej in nazaj…………..92
9. Metoda kompleksiranja; kompleksometrija 94
9.1. Primeri reševanja tipičnih problemov……………………...102
9.2. Problemi za samostojno reševanje………………...104
10. Metoda nanašanja………………………………………………………………………………………………………………………
10.1. Primeri reševanja tipičnih problemov…………………….110
10.2. Naloge za samostojno reševanje……………….114
11. Individualne naloge iz titrimetrije
metode analize………………………………………………………………117
11.1. Načrt za izvedbo posamezne naloge…………117
11.2. Možnosti posameznih nalog………………….123
Odgovori na težave………..………………………………………………………124
Simboli…………………………………………………….…127
Dodatek……………………………………………………...128
IZOBRAŽEVALNA IZD
ANALITIČNA KEMIJA
Imena nekaterih anorganskih kislin in soli
| Kislinske formule | Imena kislin | Imena ustreznih soli |
| HClO4 | klor | perklorati |
| HClO3 | hipoklorov | klorati |
| HClO2 | klorid | kloriti |
| HClO | hipoklorov | hipokloriti |
| H5IO6 | jod | periodati |
| HIO 3 | jod | jodati |
| H2SO4 | žveplov | sulfati |
| H2SO3 | žveplov | sulfiti |
| H2S2O3 | tiožveplo | tiosulfati |
| H2S4O6 | tetrationski | tetrationati |
| HNO3 | dušik | nitrati |
| HNO2 | dušikov | nitriti |
| H3PO4 | ortofosforna | ortofosfati |
| HPO 3 | metafosforno | metafosfati |
| H3PO3 | fosforjev | fosfiti |
| H3PO2 | fosforjev | hipofosfiti |
| H2CO3 | premog | karbonati |
| H2SiO3 | silicij | silikati |
| HMnO4 | mangan | permanganatov |
| H2MnO4 | mangan | manganatov |
| H2CrO4 | krom | kromati |
| H2Cr2O7 | dikrom | dikromati |
| HF | vodikov fluorid (fluorid) | fluoridi |
| HCl | klorovodikova (klorovodikova) | kloridi |
| HBr | bromovodikova | bromidi |
| HI | vodikov jodid | jodidi |
| H2S | vodikov sulfid | sulfidi |
| HCN | vodikov cianid | cianidi |
| HOCN | cian | cianati |
Naj vas na kratko spomnim konkretni primeri kako pravilno klicati soli.
Primer 1. Sol K 2 SO 4 tvorita preostanek žveplove kisline (SO 4) in kovina K. Soli žveplove kisline imenujemo sulfati. K 2 SO 4 - kalijev sulfat.
Primer 2. FeCl 3 - sol vsebuje železo in ostanek klorovodikove kisline (Cl). Ime soli: železov (III) klorid. Prosimo, upoštevajte: v tem primeru ne smemo samo poimenovati kovine, temveč tudi navesti njeno valenco (III). V prejšnjem primeru to ni bilo potrebno, saj je valenca natrija konstantna.
Pomembno: ime soli mora označevati valenco kovine le, če ima kovina spremenljivo valenco!
Primer 3. Ba(ClO) 2 - sol vsebuje barij in preostanek hipoklorove kisline (ClO). Ime soli: barijev hipoklorit. Valenca kovine Ba v vseh njenih spojinah je dve; ni je treba navesti.
Primer 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Skupino NH 4 imenujemo amonij, valenca te skupine je konstantna. Ime soli: amonijev dikromat (dikromat).
V zgornjih primerih smo srečali le t.i. srednje ali normalne soli. Kisle, bazične, dvojne in kompleksne soli, soli organskih kislin tukaj ne bomo obravnavali.