Imena formul kislin in njihovih kislinskih ostankov. Kislinske formule

Izberite kategorijo Knjige Matematika Fizika Nadzor in upravljanje dostopa Požarna varnost Uporabno Dobavitelji opreme Merilni instrumenti (instrumenti) Merjenje vlažnosti - dobavitelji v Ruski federaciji. Merjenje tlaka. Merjenje stroškov. Merilniki pretoka. Merjenje temperature Merjenje nivoja. Merilniki nivoja. CO2. (Hladilno sredstvo R744). Klor Cl2 Vodikov klorid HCl, znan tudi kot klorovodikova kislina. Hladilna sredstva (hladilna sredstva). Hladilno sredstvo (hladilno sredstvo) R11 - fluorotriklorometan (CFCI3) hladilno sredstvo (hladilno sredstvo) R12 - difluorodiklorometan (CF2CCl2) hladilno sredstvo (hladilno sredstvo) R125 - pentafluoroetan (CF2HCF3).. korozija. Klimatske izvedbe (tabele združljivosti materialov) Razredi tlaka, temperature, tesnosti Padec (izguba) tlaka. — Inženirski koncept. Požarna zaščita. Požari. Teorija avtomatske regulacije (regulacije). TAU Matematični priročnik Aritmetika, geometrijske progresije in vsote nekaterih številskih nizov. Geometrijske oblike. Lastnosti, formule: obsegi, ploščine, prostornine, dolžine. Trikotniki, pravokotniki itd. Stopinje v radiane. Ploščate figure. Lastnosti, stranice, koti, atributi, obodi, enakosti, podobnosti, tetive, sektorji, območja itd. Površine nepravilnih likov, volumni nepravilnih teles. Povprečna vrednost signal. Formule in metode za izračun površine. Grafikoni. Gradnja grafov. Branje grafov.Črpalke za tekočine in kašo. Inženirski žargon. Slovar. Pregledovanje. Filtracija. Ločevanje delcev skozi mrežice in sita. Približna trdnost vrvi, kablov, vrvi, vrvi iz različnih plastičnih mas. Tehnološki pojmi in risbe Pisalni, risalni, pisarniški papir in kuverte. Standardne velikosti fotografij. Prezračevanje in klimatizacija. Oskrba z vodo in kanalizacija Oskrba s toplo vodo (TV). Oskrba s pitno vodo Odpadne vode. Oskrba s hladno vodo Industrija galvanizacije Hlajenje Parni vodi/sistemi. Kondenzacijski vodi/sistemi. Parni vodi. Cevovodi za kondenzat. Živilska industrija Oskrba z zemeljskim plinom Varjenje kovin Simboli in oznake opreme na risbah in diagramih. Pogojno glej: Adiabatni koeficienti (indikatorji). Konvekcija in popolna izmenjava toplote. Koeficienti toplotne linearne razteznosti, toplotna volumetrična razteznost. Temperature, vrelišče, taljenje, drugo... Pretvarjanje temperaturnih enot. Vnetljivost. Temperatura mehčanja. Vrelišče Tališča Toplotna prevodnost. Koeficienti toplotne prevodnosti. Termodinamika. Specifična toplota uparjanja (kondenzacija). Entalpija uparjanja. Specifična toplota zgorevanja (kalorična vrednost). Potreba po kisiku. Električne in magnetne količine Dipolni momenti električni. Prepustnost. Električna konstanta.

Dolžine

elektromagnetni valovi

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, sestavljen iz atoma vodika in kislih 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 splošno kemijske lastnosti kisline nastanejo zaradi prisotnosti presežka 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:

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.

5. Kisline medsebojno delujejo s solmi. Reakcija ima številne značilnosti:

a) v večini primerov, ko močnejša kislina reagira s soljo šibkejše kisline, nastaneta sol šibke kisline in šibka kislina ali, kot 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

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:

3) KNO 3 (tv);

BaO + SO 2 = BaSO 3

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. Anoksične kisline

• prejeti:

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 Anoksične kisline

• Kisline, ki vsebujejo kisik

z raztapljanjem ustreznih kislih oksidov 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):

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (razredčeno) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 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 ↓	Kislinska formula	Ime kisline	Ime soli
Ustrezen oksid	HCl	Solyanaya	----
Kloridi	HI	hidrojod	----
jodidi	HBr	bromovodikova	----
bromidi	HF	Fluorescentna	----
Fluoridi	HNO3	Dušik	Nitrati
N2O5	H2SO4	Žveplova	Sulfati
SO 3	H2SO3	žveplov	Sulfiti
SO 2	H2S	Vodikov sulfid	----
Sulfidi	H2CO3	Premog	karbonati
CO2	H2SiO3	Silicij	Silikati
SiO2	HNO2	Dušik	Nitriti
N2O3	H3PO4	fosfor	Fosfati
P2O5	H3PO3	Fosforna	Fosfiti
P2O3	H2CrO4	Chrome	kromati
CrO3	H2Cr2O7	Dvokrom	kromati
Bikromati	HMnO4	Mangan	Permanganatov
Mn2O7	HClO4	Klor	Perklorati

Cl2O7

Kisline lahko dobite v laboratoriju:

1) pri raztapljanju kislinskih oksidov v vodi:

N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3;

2) pri interakciji soli z močnimi kislinami:

Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ¯ + 2NaCl;

Pb(NO 3) 2 + 2HCl → PbCl 2 ¯ + 2HNO 3.

Kisline medsebojno delujejo s kovinami, bazami, bazičnimi in amfoternimi oksidi, amfoternimi hidroksidi in solmi:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

Cu + 4HNO 3 (koncentriran) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

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

2HBr + MgO → MgBr 2 + H 2 O;

6HI ​​​​+ Al 2 O 3 → 2AlBr 3 + 3H 2 O;

H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 → ZnSO 4 + 2H 2 O;

AgNO 3 + HCl → AgCl¯ + HNO 3 .

Običajno kisline reagirajo samo s tistimi kovinami, ki so v nizu elektrokemičnih napetosti pred vodikom, pri čemer se sprosti prosti vodik. Takšne kisline ne delujejo z nizko aktivnimi kovinami (napetosti pridejo za vodikom v elektrokemični seriji). Kisline, ki so močni oksidanti (dušikova, koncentrirana žveplova), reagirajo z vsemi kovinami, razen s plemenitimi (zlato, platina), vendar se v tem primeru ne sprošča vodik, temveč voda in oksid, tj. na primer SO 2 ali NO 2.

Sol je produkt zamenjave vodika v kislini s kovino.

Vse soli so razdeljene na:

povprečje– NaCl, K 2 CO 3, KMnO 4, Ca 3 (PO 4) 2 itd.;

kislo– NaHCO 3, KH 2 PO 4;

glavni – CuOHCl, Fe(OH) 2 NO 3.

Srednja sol je produkt popolne zamenjave vodikovih ionov v molekuli kisline s kovinskimi atomi.

Kisle soli vsebujejo atome vodika, ki lahko sodelujejo v reakcijah kemične izmenjave. V kislih soleh je prišlo do nepopolne zamenjave vodikovih atomov s kovinskimi atomi.

Bazične soli so produkt nepopolne zamenjave hidrokso skupin baz polivalentnih kovin s kislimi ostanki. Bazične soli vedno vsebujejo hidrokso skupino.

Srednje soli dobimo z interakcijo:

1) kisline in baze:

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O;

2) kislinski in bazični oksid:

H 2 SO 4 + CaO → CaSO 4 ¯ + H 2 O;

3) kislinski oksid in razlogi:

SO 2 + 2KOH → K 2 SO 3 + H 2 O;

4) kisli in bazični oksidi:

MgO + CO 2 → MgCO 3 ;

5) kovina s kislino:

Fe + 6HNO 3 (koncentrirano) → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O;

6) dve soli:

AgNO 3 + KCl → AgCl¯ + KNO 3 ;

7) soli in kisline:

Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 SiO 3 ¯;

8) soli in alkalije:

CuSO 4 + 2CsOH → Cu(OH) 2 ¯ + Cs 2 SO 4.

Kisle soli dobimo:

1) pri nevtralizaciji polibazičnih kislin z alkalijami v presežku kisline:

H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O;

2) med interakcijo srednjih soli s kislinami:

CaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca(HCO 3) 2;

3) med hidrolizo nastalih soli šibka kislina:

Na 2 S + H 2 O → NaHS + NaOH.

Glavne soli so pridobljene:

1) med reakcijo med polivalentno kovinsko bazo in kislino v presežku baze:

Cu(OH) 2 + HCl → CuOHCl + H 2 O;

2) med interakcijo srednjih soli z alkalijami:

СuCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl;

3) med hidrolizo srednjih soli, ki jih tvorijo šibke baze:

AlCl 3 +H 2 O → AlOHCl 2 + HCl.

Soli lahko medsebojno delujejo s kislinami, alkalijami, drugimi solmi in vodo (reakcija hidrolize):

2H 3 PO 4 + 3Ca(NO 3) 2 → Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 6HNO 3 ;

FeCl 3 + 3NaOH → Fe(OH) 3 ¯ + 3NaCl;

Na 2 S + NiCl 2 → NiS¯ + 2NaCl.

V vsakem primeru se reakcija ionske izmenjave konča šele, ko nastane slabo topna, plinasta ali šibko disociirajoča spojina.

Poleg tega lahko soli medsebojno delujejo s kovinami, pod pogojem, da je kovina bolj aktivna (ima bolj negativen potencial elektrode) kot kovina, vključena v sol:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Za soli so značilne tudi reakcije razgradnje:

BaCO 3 → BaO + CO 2;

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2.

Laboratorijsko delo št. 1

PRIDOBITEV IN LASTNOSTI

BAZE, KISLINE IN SOLI

Poskus 1. Priprava alkalij.

1.1. Interakcija kovine z vodo.

V kristalizator ali porcelanasto skodelico (približno 1/2 posode) nalijemo destilirano vodo. Pridobite od svojega učitelja kos kovinskega natrija, ki ste ga predhodno posušili s filtrirnim papirjem. V kristalizator z vodo spustimo košček natrija. Ko je reakcija končana, dodajte nekaj kapljic fenolftaleina. Upoštevajte opazovane pojave in sestavite enačbo za reakcijo. Poimenujte nastalo spojino in zapišite njeno strukturno formulo.

1.2. Interakcija kovinskega oksida z vodo.

V epruveto (1/3 epruvete) nalijemo destilirano vodo in vanjo damo kepo CaO, dobro premešamo, dodamo 1 - 2 kapljici fenolftaleina. Upoštevajte opazovane pojave, napišite reakcijsko enačbo. Poimenujte nastalo spojino in navedite njeno strukturno formulo.

kislina	Kislinski ostanek
Formula	Ime	Formula	Ime
jodidi	bromovodikova	Br –	bromid
HBrO3	bromirano	BrO3 –	bromat
HCN	vodikov cianid (cian)	CN-	cianid
Ustrezen oksid	klorovodikova (klorovodikova)	Cl –	klorid
HClO	hipoklorov	ClO –	hipoklorit
HClO2	klorid	ClO2 –	klorit
HClO3	hipoklorov	ClO3 –	klorat
Mn2O7	klor	ClO 4 –	perklorat
Sulfidi	premog	HCO 3 –	bikarbonat
CO 3 2–	karbonat
H2C2O4	kislica	C2O42–	oksalat
CH3COOH	kis	CH 3 COO –	acetat
P2O3	krom	CrO 4 2–	kromat
CrO3	dikrom	Cr 2 O 7 2–	dikromat
bromidi	vodikov fluorid (fluorid)	F –	fluorid
Kloridi	vodikov jodid	jaz –	jodid
HIO 3	jod	IO 3 –	jodat
H2MnO4	mangan	MnO 4 2–	manganat
Bikromati	mangan	MnO4 –	permanganat
SiO2	dušikov	NE 2 –	nitrit
Fluoridi	dušik	NE 3 –	nitrat
P2O5	fosforjev	PO 3 3–	fosfit
N2O3	fosfor	PO 4 3–	fosfat
HSCN	hidrotiocianat (rodanik)	SCN -	tiocianat (rodanid)
SO 2	vodikov sulfid	S 2–	sulfid
SO 3	žveplov	SO 3 2–	sulfit
N2O5	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