Названия важнейших кислот и их солей. Кислоты: классификация и химические свойства

Кислота	Кислотный остаток
Формула	Название	Формула	Название
HBr	бромоводородная	Br –	бромид
HBrO 3	бромноватая	BrO 3 –	бромат
HCN	циановодородная (синильная)	CN –	цианид
HCl	хлороводородная (соляная)	Cl –	хлорид
HClO	хлорноватистая	ClO –	гипохлорит
HClO 2	хлористая	ClO 2 –	хлорит
HClO 3	хлорноватая	ClO 3 –	хлорат
HClO 4	хлорная	ClO 4 –	перхлорат
H 2 CO 3	угольная	HCO 3 –	гидрокарбонат
CO 3 2–	карбонат
H 2 C 2 O 4	щавелевая	C 2 O 4 2–	оксалат
CH 3 COOH	уксусная	CH 3 COO –	ацетат
H 2 CrO 4	хромовая	CrO 4 2–	хромат
H 2 Cr 2 O 7	дихромовая	Cr 2 O 7 2–	дихромат
HF	фтороводородная (плавиковая)	F –	фторид
HI	иодоводородная	I –	иодид
HIO 3	иодноватая	IO 3 –	иодат
H 2 MnO 4	марганцовистая	MnO 4 2–	манганат
HMnO 4	марганцовая	MnO 4 –	перманганат
HNO 2	азотистая	NO 2 –	нитрит
HNO 3	азотная	NO 3 –	нитрат
H 3 PO 3	фосфористая	PO 3 3–	фосфит
H 3 PO 4	фосфорная	PO 4 3–	фосфат
HSCN	тиоциановодородная (роданистая)	SCN –	тиоцианат (роданид)
H 2 S	сероводородная	S 2–	сульфид
H 2 SO 3	сернистая	SO 3 2–	сульфит
H 2 SO 4	серная	SO 4 2–	сульфат

Окончание прил.

Приставки, наиболее часто употребляемые в названиях

Интерполяция справочных величин

Иногда необходимо узнать величину плотности или концентрации, не указанную в справочных таблицах. Искомый параметр можно найти методом интерполяции.

Пример

Для приготовления раствора HCl была взята имеющаяся в лаборатории кислота, плотность которой была определена ареометром. Она оказалась равной 1,082 г/см 3 .

По таблице справочника находим, что кислота плотностью 1,080 имеет массовую долю 16,74 %, а с 1,085 - 17,45 %. Чтобы найти массовую долю кислоты в имеющемся растворе, воспользуемся формулой для интерполяции:

где индекс 1 относится к более разбавленному раствору, а 2 - к более концентрированному.

Предисловие……………………………..………….……….…......3

1. Основные понятия титриметрических методов анализа……...7

2. Методы и способы титрования……………………….....……...9

3. Вычисление молярной массы эквивалентов.…………………16

4. Способы выражения количественного состава растворов

в титриметрии……………………………………………………..21

4.1. Решение типовых задач на способы выражения

количественного состава растворов……………….……25

4.1.1. Расчет концентрации раствора по известным массе и объему раствора………………………………………..26

4.1.1.1. Задачи для самостоятельного решения...29

4.1.2. Пересчет одной концентрации в другую………...30

4.1.2.1. Задачи для самостоятельного решения...34

5. Способы приготовления растворов…………………………...36

5.1. Решение типовых задач на приготовление растворов

различными способами…………………………………..39

5.2. Задачи для самостоятельного решения………………….48

6. Расчет результатов титриметрического анализа………..........51

6.1. Расчет результатов прямого и заместительного

титрования………………………………………………...51

6.2. Расчет результатов обратного титрования……………...56

7. Метод нейтрализации (кислотно-основное титрование)……59

7.1. Примеры решения типовых задач…...…………………..68

7.1.1. Прямое и заместительное титрование……………68

7.1.1.1. Задачи для самостоятельного решения…73

7.1.2. Обратное титрование……………………………..76

7.1.2.1. Задачи для самостоятельного решения…77

8. Метод окисления-восстановления (редоксиметрия)………...80

8.1. Задачи для самостоятельного решения………………….89

8.1.1. Окислительно-восстановительные реакции……..89

8.1.2. Расчет результатов титрования…………………...90

8.1.2.1. Заместительное титрование……………...90

8.1.2.2. Прямое и обратное титрование…………..92

9. Метод комплексообразования; комплексонометрия…...........94

9.1. Примеры решения типовых задач……………………...102

9.2. Задачи для самостоятельного решения………………...104

10. Метод осаждения………………………………………........106

10.1. Примеры решения типовых задач…………………….110

10.2. Задачи для самостоятельного решения……………….114

11. Индивидуальные задания по титриметрическим

методам анализа…………………………………………………117

11.1. План выполнения индивидуального задания………...117

11.2. Варианты индивидуальных заданий………………….123

Ответы к задачам ………..………………………………………124

Условные обозначения……………………………………….…127

Приложение……………………………………………………...128

УЧЕБНОЕ ИЗДАНИЕ

АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты.

По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - азотная HNO 3 , серная H 2 SO 4 , и соляная HCl .

По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты (HNO 3 , H 3 PO 4 и т.п.) и бескислородные кислоты (HCl , H 2 S , HCN и т.п.).

По основности , т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, кислоты подразделяются на одноосновные (например, HNO 3 , HCl ), двухосновные (H 2 S , H 2 SO 4 ), трехосновные (H 3 PO 4 ) и т. д.

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания -водородная: HCl - хлороводородная кислота, H 2 S е - селеноводородная кислота, HCN - циановодородная кислота.

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления , оканчивается на «ная» или «овая», например, H 2 SO 4 - серная кислота, HClO 4 - хлорная кислота, H 3 AsO 4 - мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «оватая» (HClO 3 - хлорноватая кислота), «истая» (HClO 2 - хлористая кислота), «оватистая» (H О Cl - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, получает окончание «истая» (HNO 3 - азотная кислота, HNO 2 - азотистая кислота).

Таблица - Важнейшие кислоты и их соли

Кислота		Названия соответствующих нормальных солей
Название	Формула
Азотная	HNO 3	Нитраты
Азотистая	HNO 2	Нитриты
Борная (ортоборная)	H 3 BO 3	Бораты (ортобораты)
Бромоводородная		Бромиды
Иодоводородная		Иодиды
Кремниевая	H 2 SiO 3	Силикаты
Марганцовая	HMnO 4	Перманганаты
Метафосфорная	HPO 3	Метафосфаты
Мышьяковая	H 3 AsO 4	Арсенаты
Мышьяковистая	H 3 AsO 3	Арсениты
Ортофосфорная	H 3 PO 4	Ортофосфаты (фосфаты)
Дифосфорная (пирофосфорная)	H 4 P 2 O 7	Дифосфаты (пирофосфаты)
Дихромовая	H 2 Cr 2 O 7	Дихроматы
Серная	H 2 SO 4	Сульфаты
Сернистая	H 2 SO 3	Сульфиты
Угольная	H 2 CO 3	Карбонаты
Фосфористая	H 3 PO 3	Фосфиты
Фтороводородная (плавиковая)		Фториды
Хлороводородная (соляная)		Хлориды
Хлорная	HClO 4	Перхлораты
Хлорноватая	HClO 3	Хлораты
Хлорноватистая	HClO	Гипохлориты
Хромовая	H 2 CrO 4	Хроматы
Циановодородная (синильная)		Цианиды

Получение кислот

1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при непосредственном соединении кислотных оксидов с водой:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 ,

P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3 .

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4 ,

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO .

Химические свойства кислот

1. Наиболее характерное химическое свойство кислот - их способность реагировать с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например:

H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,

2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O .

2. Способность взаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с выделением водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ,

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 .

3. С солями, если образуется малорастворимая соль или летучее вещество:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ,

2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2 + 2H 2 O.

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем легкость диссоциации по каждой из ступеней падает, поэтому для многоосновных кислот вместо средних солей часто образуются кислые (в случае избытка реагирующей кислоты):

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S ,

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.

4. Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски, что издавна используется для качественного обнаружения кислот в растворах. Так, лакмус изменяет цвет в кислой среде на красный.

5. При нагревании кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксид и воду (лучше в присутствии водоотнимающего P 2 O 5 ):

H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3 ,

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2 .

М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.

По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H 2 SO 4 серная кислота, H 2 SO 3 сернистая кислота, HNO 3 азотная кислота, H 3 PO 4 фосфорная кислота, H 2 CO 3 угольная кислота, H 2 SiO 3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H 2 S сероводородная кислота).

В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO 3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H 2 SO 4 – двухосновная и т.д.

Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.

Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.

Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – это сложные остатки.

В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H 2 SO 4 – серная; H 2 SO 3 – угольная; H 2 SiO 3 – кремниевая и т.д.

Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO 3 – азотная, HNO 2 – азотистая.

Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Растворы полученных газообразных веществ HCl и H 2 S и являются кислотами.

При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.

Химические свойства кислот

Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.

Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах - они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.

Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):

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

Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:

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

Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:

1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;

2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H +).

При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

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

Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

7. Кислоты. Соли. Взаимосвязь между классами неорганических веществ

7.1. Кислоты

Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых в качестве положительно заряженных ионов образуются только катионы водорода H + (точнее - ионы гидроксония H 3 O +).

Другое определение: кислоты - это сложные вещества, состоящие из атома водорода и кислотных остатков (табл. 7.1).

Таблица 7.1

Формулы и названия некоторых кислот, кислотных остатков и солей

Формула кислоты	Название кислоты	Кислотный остаток (анион)	Название солей (средних)
HF	Фтористоводородная (плавиковая)	F −	Фториды
HCl	Хлористоводородная (соляная)	Cl −	Хлориды
HBr	Бромистоводородная	Br −	Бромиды
HI	Иодистоводородная	I −	Иодиды
H 2 S	Сероводородная	S 2−	Сульфиды
H 2 SO 3	Сернистая	SO 3 2 −	Сульфиты
H 2 SO 4	Серная	SO 4 2 −	Сульфаты
HNO 2	Азотистая	NO 2 −	Нитриты
HNO 3	Азотная	NO 3 −	Нитраты
H 2 SiO 3	Кремниевая	SiO 3 2 −	Силикаты
HPO 3	Метафосфорная	PO 3 −	Метафосфаты
H 3 PO 4	Ортофосфорная	PO 4 3 −	Ортофосфаты (фосфаты)
H 4 P 2 O 7	Пирофосфорная (двуфосфорная)	P 2 O 7 4 −	Пирофосфаты (дифосфаты)
HMnO 4	Марганцевая	MnO 4 −	Перманганаты
H 2 CrO 4	Хромовая	CrO 4 2 −	Хроматы
H 2 Cr 2 O 7	Дихромовая	Cr 2 O 7 2 −	Дихроматы (бихроматы)
H 2 SeO 4	Селеновая	SeO 4 2 −	Селенаты
H 3 BO 3	Борная	BO 3 3 −	Ортобораты
HClO	Хлорноватистая	ClO –	Гипохлориты
HClO 2	Хлористая	ClO 2 −	Хлориты
HClO 3	Хлорноватая	ClO 3 −	Хлораты
HClO 4	Хлорная	ClO 4 −	Перхлораты
H 2 CO 3	Угольная	CO 3 3 −	Карбонаты
CH 3 COOH	Уксусная	CH 3 COO −	Ацетаты
HCOOH	Муравьиная	HCOO −	Формиаты

При обычных условиях кислоты могут быть твердыми веществами (H 3 PO 4 , H 3 BO 3 , H 2 SiO 3) и жидкостями (HNO 3 , H 2 SO 4 , CH 3 COOH). Эти кислоты могут существовать как в индивидуальном (100%-ном виде), так и в виде разбавленных и концентрированных растворов. Например, как в индивидуальном виде, так и в растворах известны H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH.

Ряд кислот известны только в растворах. Это все галогеноводородные (HCl, HBr, HI), сероводородная H 2 S, циановодородная (синильная HCN), угольная H 2 CO 3 , сернистая H 2 SO 3 кислота, которые представляют собой растворы газов в воде. Например, соляная кислота - это смесь HCl и H 2 O, угольная - смесь CO 2 и H 2 O. Понятно, что употреблять выражение «раствор соляной кислоты» неправильно.

Большинство кислот растворимы в воде, нерастворима кремниевая кислота H 2 SiO 3 . Подавляющее число кислот имеют молекулярное строение. Примеры структурных формул кислот:

В большинстве молекул кислородсодержащих кислот все атомы водорода связаны с кислородом. Но есть и исключения:

Кислоты классифицируют по ряду признаков (табл. 7.2).

Таблица 7.2

Классификация кислот

Признак классификации	Тип кислоты	Примеры
Число ионов водорода, образующихся при полной диссоциации молекулы кислоты	Одноосновные	HCl, HNO 3 , CH 3 COOH
	Двухосновные	H 2 SO 4 , H 2 S, H 2 CO 3
	Трехосновные	H 3 PO 4 , H 3 AsO 4
Наличие или отсутствие в молекуле атома кислорода	Кислородсодержащие (кислотные гидроксиды, оксокислоты)	HNO 2 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 4
	Бескислородные	HF, H 2 S, HCN
Степень диссоциации (сила)	Сильные (полностью диссоциируют, сильные электролиты)	HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (разб), HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7
	Слабые (диссоциируют частично, слабые электролиты)	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 (конц)
Окислительные свойства	Окислители за счет ионов Н + (условно кислоты-неокислители)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (разб), H 3 PO 4 , CH 3 COOH
	Окислители за счет аниона (кислоты-окислители)	HNO 3 , HMnO 4 , H 2 SO 4 (конц), H 2 Cr 2 O 7
	Восстановители за счет аниона	HCl, HBr, HI, H 2 S (но не HF)
Термическая устойчивость	Существуют только в растворах	H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , HClO, HClO 2
	Легко разлагаются при нагревании	H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3
	Термически устойчивы	H 2 SO 4 (конц), H 3 PO 4

Все общие химические свойства кислот обусловлены наличием в их водных растворах избытка катионов водорода H + (H 3 O +).

1. Вследствие избытка ионов H + водные растворы кислот изменяют окраску лакмуса фиолетового и метилоранжа на красную, (фенолфталеин окраску не изменяет, остается бесцветным). В водном растворе слабой угольной кислоты лакмус не красный, а розовый, раствор над осадком очень слабой кремниевой кислоты вообще не изменяет окраску индикаторов.

2. Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и амфотерными гидроксидами, гидратом аммиака (см. гл. 6).

Пример 7.1. Для осуществления превращения BaO → BaSO 4 можно использовать: а) SO 2 ; б) H 2 SO 4 ; в) Na 2 SO 4 ; г) SO 3 .

Решение. Превращение можно осуществить, используя H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 с BaO не реагирует, а в реакции BaO с SO 2 образуется сульфит бария:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Ответ : 3).

3. Кислоты реагируют с аммиаком и его водными растворами с образованием солей аммония:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl - хлорид аммония;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - сульфат аммония.

4. Кислоты-неокислители с образованием соли и выделением водорода реагируют с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

H 2 SO 4 (разб) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

Взаимодействие кислот-окислителей (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц)) с металлами очень специфично и рассматривается при изучении химии элементов и их соединений.

5. Кислоты взаимодействуют с солями. Реакция имеет ряд особенностей:

а) в большинстве случаев при взаимодействии более сильной кислоты с солью более слабой кислоты образуется соль слабой кислоты и слабая кислота или, как говорят, более сильная кислота вытесняет более слабую. Ряд убывания силы кислот выглядит так:

Примеры протекающих реакций:

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

Не взаимодействуют между собой, например, KCl и H 2 SO 4 (разб), NaNO 3 и H 2 SO 4 (разб), K 2 SO 4 и HCl (HNO 3 , HBr, HI), K 3 PO 4 и H 2 CO 3 , CH 3 COOK и H 2 CO 3 ;

б) в некоторых случаях более слабая кислота вытесняет из соли более сильную:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

3AgNO 3 (разб) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3 .

Такие реакции возможны тогда, когда осадки полученных солей не растворяются в образующихся разбавленных сильных кислотах (H 2 SO 4 и HNO 3);

в) в случае образования осадков, нерастворимых в сильных кислотах, возможно протекание реакции между сильной кислотой и солью, образованной другой сильной кислотой:

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

Пример 7.2. Укажите ряд, в котором приведены формулы веществ, которые реагируют с H 2 SO 4 (разб).

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 .

Решение. С H 2 SO 4 (разб) взаимодействуют все вещества ряда 4):

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

В ряду 1) неосуществима реакция с KCl (p-p), в ряду 2) - с Ag, в ряду 3) - с NaNO 3 (p-p).

Ответ : 4).

6. Очень специфически в реакциях с солями ведет себя концентрированная серная кислота. Это нелетучая и термически устойчивая кислота, поэтому из твердых (!) солей вытесняет все сильные кислоты, так как они более летучие, чем H 2 SO 4 (конц):

KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) KHSO 4 + HCl

2KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) K 2 SO 4 + 2HCl

Соли, образованные сильными кислотами (HBr, HI, HCl, HNO 3 , HClO 4), реагируют только с концентрированной серной кислотой и только находясь в твердом состоянии

Пример 7.3. Концентрированная серная кислота, в отличие от разбавленной, реагирует:

3) KNO 3 (тв);

Решение. С KF, Na 2 CO 3 и Na 3 PO 4 реагируют обе кислоты, а с KNO 3 (тв) - только H 2 SO 4 (конц).

Ответ : 3).

Способы получения кислот весьма разнообразны.

Бескислородные кислоты получают:

• растворением в воде соответствующих газов:

HCl (г) + H 2 O (ж) → HCl (p-p)

H 2 S (г) + H 2 O (ж) → H 2 S (р-р)

• из солей вытеснением более сильными или менее летучими кислотами:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) = KHSO 4 + HCl

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3

Кислородсодержащие кислоты получают:

• растворением соответствующих кислотных оксидов в воде, при этом степень окисления кислотообразующего элемента в оксиде и кислоте остается одинаковой (исключение - NO 2):

N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4

• окислением неметаллов кислотами-окислителями:

S + 6HNO 3 (конц) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

• вытеснением сильной кислоты из соли другой сильной кислоты (если выпадает нерастворимый в образующихся кислотах осадок):

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• вытеснением летучей кислоты из ее солей менее летучей кислотой.

С этой целью чаще всего используют нелетучую термически устойчивую концентрированную серную кислоту:

NaNO 3 (тв) + H 2 SO 4 (конц) NaHSO 4 + HNO 3

KClO 4 (тв) + H 2 SO 4 (конц) KHSO 4 + HClO 4

• вытеснением более слабой кислоты из ее солей более сильной кислотой:

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 ↓

	Названия
	Метаалюминиевая	Метаалюминат
	Метамышьяковая	Метаарсенат
	Ортомышьяковая	Ортоарсенат
	Метамышьяковистая	Метаарсенит
	Ортомышьяковистая	Ортоарсенит
	Метаборная	Метаборат
	Ортоборная	Ортоборат
	Четырехборная	Тетраборат
	Бромоводород
	Бромноватистая	Гипобромит
	Бромноватая
	Муравьиная
	Уксусная
	Циановодород
	Угольная	Карбонат
	Щавелевая
	Хлороводород
	Хлорноватистая	Гипохлорит
	Хлористая
	Хлорноватая
		Перхлорат
	Метахромистая	Метахромит
	Хромовая
	Двухромовая	Дихромат
	Иодоводород
	Иодноватистая	Гипоиодит
	Иодноватая
		Периодат
	Марганцовая	Перманганат
	Марганцовистая	Манганат
	Молибденовая	Молибдат
	Азидоводород (азотистоводородная)
	Азотистая
	Метафосфорная	Метафосфат
	Ортофосфорная	Ортофосфат
	Двуфосфорная(пирофосфорная)	Дифосфат (пирофосфат)
	Фосфористая
	Фосфорноватистая	Гипофосфит
	Сероводород
	Родановодород
	Сернистая
	Тиосерная	Тиосульфат
	Двусерная (пиросерная)	Дисульфат (пиросульфат)
	Пероксодвусерная (надсерная)	Пероксодисульфат (персульфат)
	Селеноводород
	Селенистая
	Селеновая
	Кремниевая
	Ванадиевая
	Вольфрамовая	вольфрамат

Соли – вещества, которые можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов или группой атомов.Различают 5 типов солей: средние (нормальные), кислые, основные, двойные, комплексные, отличающиеся характером образующихся при диссоциации ионов.

1.Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты. Состав соли: катион – ион металла, анион – ион кислотного остатка.Nа 2 СО 3 - карбонат натрия

Na 3 РО 4 - фосфат натрия

Nа 3 РО 4 = 3Nа + + РО 4 3-

катион анион

2.Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты. В состав аниона входят атомы водорода.

NаН 2 РО 4 =Nа + + Н 2 РО 4 -

Дигидрофосфат катион анион

Кислые соли дают только многоосновные кислоты, при недостаточном количестве взятого основания.

Н 2 SO 4 +NaOH=NaHSO 4 +H 2 O

гидросульфат

При добавлении избытка щелочи кислая соль может быть переведена в среднюю

NaHSO 4 +NaOH=Na 2 SO 4 +H 2 O

3.Основные соли – продукты неполного замещения гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток. В состав катиона входит гидроксогруппа.

CuOHCl=CuOH + +Cl -

гидроксохлорид катион анион

Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями

(основаниями, содержащими несколько гидроксильных групп), при взаимодействии их с кислотами.

Cu(OH) 2 +HCl=CuOHCl+H 2 O

Перевести основную соль в среднюю можно, действуя на нее кислотой:

CuOHCl+HCl=CuCl 2 +H 2 O

4.Двойные соли – в их состав входят катионы нескольких металлов и анионы одной кислоты

KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

сульфат калия-алюминия

Характерными свойствами всех рассмотренных типов солей являются: реакции обмена с кислотами, щелочами и друг с другом.

Для наименования солей пользуются русской и международной номенклатурой.

Русское наименование соли составляется из названия кислоты и названия металла: СаСО 3 – углекислый кальций.

Для кислых солей вводится добавка «кислый»: Са(НСО 3) 2 – кислый углекислый кальций. Для названия основных солей добавка «основная»: (СuOH) 2 SO 4 – основная сернокислая медь.

Наибольшее распространение получила международная номенклатура. Название соли по этой номенклатуре состоит из названия аниона и названия катиона: KNO 3 – нитрат калия. Если металл имеет разную валентность в соединении, то ее указывают в скобках:FeSO 4 –сульфат железа (Ш).

Для солей кислородосодержащих кислот в названии вводят суффикс «ат», если кислотообразующий элемент проявляет высшую валентность: KNO 3 – нитрат калия; суффикс «ит», если кислотообразующий элемент проявляет низшую валентность:KNO 2 – нитрит калия. В тех случаях, когда кислотообразующий элемент образует кислоты более чем в двух валентных состояниях, всегда применяют суффикс «ат». При этом если он проявляет высшую валентность, добавляют префикс «пер». Например:KClO 4 – перхлорат калия. Если кислотообразующий элемент образует низшую валентность, применяют суффикс «ит», с добавлением префикса «гипо». Например:KClO– гипохлорит калия. Для солей, образованных кислотами, содержащими разное количество воды, добавляются префиксы «мета» и «орто». Например:NaPO 3 – метафосфат натрия (соль метафосфорной кислоты),Na 3 PO 4 – ортофосфат натрия (соль ортофосфорной кислоты). В названии кислой соли вводят приставку «гидро». Например:Na 2 HPO 4 – гидрофосфат натрия (если в анионе один атом водорода) и приставку «гидро» с греческим числительным (если атомов водорода больше одного) –NaH 2 PO 4 – дигидрофосфат натрия. В названия основных солей вводится приставка «гидроксо». Например:FeOHCl– хлорид гидроксожелеза (П).

5.Комплексные соли – соединения, образующие при диссоциации комплексные ионы (заряженные комплексы). При записи комплексные ионы принято заключать в квадратные скобки. Например:

Ag(NH 3) 2  Cl = Ag(NH 3) 2  + + Cl -

K 2 PtCl 6  = 2K + + PtCl 6  2-

Cогласно представлениям, предложенным А.Вернером, в комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Так, например, в рассмотренных комплексных соединениях внутреннюю сферу составляют комплексные ионыAg(NH 3) 2  + иPtCl 6  2- , а внешнюю сферу соответственноCl - и К + . Центральный атом или ион внутренней сферы называется комплексообразователем. В предложенных соединениях этоAg +1 иPt +4 . Координированные вокруг комплексообразователя молекулы или ионы противоположного знака – лиганды. В рассматриваемых соединениях это 2NH 3 0 и 6Cl - . Число лигандов комплексного иона определяет его координационное число. В предложенных соединениях оно соответственно равно 2 и 6.

По знаку электрического заряда различают комплексы

1.Катионные (координация вокруг положительного иона нейтральных молекул):

Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2 -1 ; Al +3 (H 2 O 0) 6  Cl 3 -1

2.Анионные (координация вокруг комплексообразователя в положительной степени окисления лиганд, имеющих отрицательную степень окисления):

K 2 +1 Be +2 F 4 -1 ; К 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6 

3.Нейтральные комплексы – комплексные соединения без внешней сферыPt + (NH 3 0) 2 Cl 2 -  0 . В отличие от соединений с анионными и катионными комплексами, нейтральные комплексы не являются электролитами.

Диссоциация комплексных соединений на внутреннюю и внешнюю сферы называетсяпервичной . Протекает она почти нацело по типу сильных электролитов.

Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4  +2 + 2Cl ─

К 3 Fe(CN) 6 → 3 К + +Fe(CN) 6  3 ─

Комплексный ион (заряженный комплекс) в комплексном соединении образует внутреннюю координационную сферу, остальные ионы составляют внешнюю сферу.

В комплексном соединении K 3 комплексный ион 3- , состоящий из комплексообразователя – ионаFe 3+ и лигандов – ионовCN ─ , является внутренней сферой соединения, а ионы К + образуют внешнюю сферу.

Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса связаны комплексообразователем значительно прочнее и их отщепление при диссоциации проходит лишь в незначительной степени. Обратимая диссоциация внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной .

Fe(CN) 6  3 ─ Fe 3+ + 6CN ─

Вторичная диссоциация комплекса протекает по типу слабых электролитов. Алгебраическая сумма зарядов частиц, образующихся при диссоциации комплексного иона, равна заряду комплекса.

Названия комплексных соединений, так же как и названия обычных веществ, образуются из русских названий катионов и латинских названий анионов; так же как и в обычных веществах, в комплексных соединениях первым называется анион. Если анион является комплексным, его название образуется из названия лигандов с окончанием “о” (Сl - - хлоро, ОН - - гидроксо и т.п.) и латинского названия комплексообразователя с суффиксом “ат”; число лигандов как обычно указывается соответствующим числительным. Если комплексообразователь является элементом, способным проявлять переменную степень окисления, численное значение степени окисления, как и в названиях обычных соединений, указывается римской цифрой в круглых скобках

Пример:Названия комплексных соединений с комплексным анионом.

K 3 – гексацианоферрат (III) калия

Комплексные катионы в подавляющем большинстве случаев в качестве лигандов содержат нейтральные молекулы воды Н 2 О, называемые “аква”, или аммиакаNH 3 , называемые “аммин”. В первом случае комплексные катионы называются аквакомплексами, во втором – аммиакатами. Название комплексного катиона состоит из названия лигандов с указанием их количества и русского названия комплексообразователя с обозначенным значением его степени окисления, если это необходимо.

Пример: Названия комплексных соединений с комплексным катионом.

Cl 2 – хлорид тетрамминцинка

Комплексы, несмотря на их устойчивость, могут разрушаться в реакциях, при которых происходит связывание лигандов в ещё более устойчивые слабодиссоциирущие соединения.

Пример: Разрушение гидроксокомплекса кислотой вследствие образования слабодиссоциируюших молекул Н 2 О.

K 2 + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + ZnSO 4 + 2H 2 O.

Название комплексного соединения начинают с указания состава внутренней сферы, потом называют центральный атом и степень его окисления.

Во внутренней сфере сначала называют анионы, прибавляя к латинскому названию окончание «о».

F -1 – фторо Сl - - хлороCN - - цианоSO 2 -2 –сульфито

ОН - - гидроксоNO 2 - - нитрито и т.д.

Затем называют нейтральные лиганды:

NH 3 – аммин Н 2 О – аква

Число лигандов отмечают греческими числительными:

I– моно (как правило не указывается), 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 –гекса. Далее переходят к названию центральатома (комплексообразователя). При этом учитывают следующее:

Если комплексообразователь входит в состав катиона, то используют русское название элемента и в скобках указывают римскими цифрами степень его окисления;

Если комплексообразователь входит в состав аниона, то употребляют латинское название элемента, перед ним указывают степень его окисления, а в конце прибавляют окончание – «ат».

После обозначения внутренней сферы указывают катионы или анионы, находящиеся во внешней сфере.

При образовании названия комплексного соединения надо помнить, что лиганды, входящие в его состав могут быть смешанными: электронейтральные молекулы и заряженные ионы; или заряженные ионы разных видов.

Ag +1 NH 3  2 Cl– хлорид диамин-серебра (I)

K 3 Fe +3 CN 6 - гексациано (Ш) феррат калия

NH 4  2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – дигидроксотетрахлоро (IV) платинат аммония

Pt +2 NH 3  2 Cl 2 -1  о - диамминодихлорид-платина х)

Х) в нейтральных комплексах название комплексообразователя даётся в именительном падеже