Λίστα ορυκτών οξέων. Ανόργανα οξέα

Ονόματα ορισμένων ανόργανων οξέων και αλάτων

Επιτρέψτε μου να σας υπενθυμίσω εν συντομία, χρησιμοποιώντας συγκεκριμένα παραδείγματα, πώς πρέπει να ονομάζονται σωστά τα άλατα.

Παράδειγμα 1. Το άλας K 2 SO 4 σχηματίζεται από ένα υπόλειμμα θειικού οξέος (SO 4) και το μέταλλο Κ. Τα άλατα του θειικού οξέος ονομάζονται θειικά. K 2 SO 4 - θειικό κάλιο.

Παράδειγμα 2. FeCl 3 - το άλας περιέχει σίδηρο και ένα υπόλειμμα υδροχλωρικού οξέος (Cl). Όνομα άλατος: χλωριούχος σίδηρος (III). Παρακαλώ σημειώστε: σε αυτήν την περίπτωση δεν πρέπει μόνο να ονομάσουμε το μέταλλο, αλλά και να αναφέρουμε το σθένος του (III). Στο προηγούμενο παράδειγμα, αυτό δεν ήταν απαραίτητο, αφού το σθένος του νατρίου είναι σταθερό.

Σημαντικό: το όνομα του αλατιού πρέπει να υποδεικνύει το σθένος του μετάλλου μόνο εάν το μέταλλο έχει μεταβλητό σθένος!

Παράδειγμα 3. Ba(ClO) 2 - το άλας περιέχει βάριο και το υπόλοιπο υποχλωριώδες οξύ (ClO). Όνομα αλατιού: υποχλωριώδες βάριο. Το σθένος του μετάλλου Ba σε όλες τις ενώσεις του είναι δύο· δεν χρειάζεται να αναφέρεται.

Παράδειγμα 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Η ομάδα NH 4 ονομάζεται αμμώνιο, το σθένος αυτής της ομάδας είναι σταθερό. Όνομα άλατος: διχρωμικό αμμώνιο (διχρωμικό).

Στα παραπάνω παραδείγματα συναντήσαμε μόνο τα λεγόμενα. μέτρια ή κανονικά άλατα. Τα όξινα, βασικά, διπλά και σύνθετα άλατα, άλατα οργανικών οξέων δεν θα συζητηθούν εδώ.

Ταξινόμηση ανόργανων ουσιών με παραδείγματα ενώσεων

Τώρα ας αναλύσουμε το σχήμα ταξινόμησης που παρουσιάστηκε παραπάνω με περισσότερες λεπτομέρειες.

Όπως βλέπουμε, πρώτα απ 'όλα, όλες οι ανόργανες ουσίες χωρίζονται σε απλόςΚαι συγκρότημα:

Απλές ουσίες Πρόκειται για ουσίες που σχηματίζονται από άτομα ενός μόνο χημικού στοιχείου. Για παράδειγμα, απλές ουσίες είναι το υδρογόνο H2, το οξυγόνο O2, ο σίδηρος Fe, ο άνθρακας C κ.λπ.

Μεταξύ απλών ουσιών υπάρχουν μέταλλα, αμέταλλαΚαι ευγενή αέρια:

μέταλλασχηματίζεται από χημικά στοιχεία που βρίσκονται κάτω από τη διαγώνιο βορίου-αστατίνης, καθώς και από όλα τα στοιχεία που βρίσκονται σε πλευρικές ομάδες.

ευγενή αέριαπου σχηματίζεται από χημικά στοιχεία της ομάδας VIIIA.

Αμέταλλασχηματίζονται αντίστοιχα από χημικά στοιχεία που βρίσκονται πάνω από τη διαγώνιο βορίου-αστατίνης, με εξαίρεση όλα τα στοιχεία των πλευρικών υποομάδων και των ευγενών αερίων που βρίσκονται στην ομάδα VIIIA:

Τα ονόματα των απλών ουσιών τις περισσότερες φορές συμπίπτουν με τα ονόματα των χημικών στοιχείων από τα άτομα των οποίων σχηματίζονται. Ωστόσο, για πολλά χημικά στοιχεία το φαινόμενο της αλλοτροπίας είναι ευρέως διαδεδομένο. Αλλοτροπία είναι το φαινόμενο όταν ένα χημικό στοιχείο είναι ικανό να σχηματίσει πολλές απλές ουσίες. Για παράδειγμα, στην περίπτωση του χημικού στοιχείου οξυγόνο, είναι πιθανή η ύπαρξη μοριακών ενώσεων με τους τύπους O 2 και O 3. Η πρώτη ουσία συνήθως ονομάζεται οξυγόνο με τον ίδιο τρόπο όπως το χημικό στοιχείο του οποίου τα άτομα σχηματίζεται, και η δεύτερη ουσία (Ο 3) ονομάζεται συνήθως όζον. Η απλή ουσία άνθρακας μπορεί να σημαίνει οποιαδήποτε από τις αλλοτροπικές τροποποιήσεις της, για παράδειγμα, διαμάντι, γραφίτη ή φουλερένια. Η απλή ουσία φώσφορος μπορεί να γίνει κατανοητή ως οι αλλοτροπικές τροποποιήσεις της, όπως ο λευκός φώσφορος, ο κόκκινος φώσφορος, ο μαύρος φώσφορος.

Σύνθετες ουσίες

Σύνθετες ουσίες είναι ουσίες που σχηματίζονται από άτομα δύο ή περισσότερων χημικών στοιχείων.

Για παράδειγμα, σύνθετες ουσίες είναι η αμμωνία NH 3, το θειικό οξύ H 2 SO 4, ο σβησμένος ασβέστης Ca (OH) 2 και αμέτρητες άλλες.

Μεταξύ σύνθετων ανόργανων ουσιών, υπάρχουν 5 κύριες κατηγορίες, δηλαδή οξείδια, βάσεις, αμφοτερικά υδροξείδια, οξέα και άλατα:

Οξείδια - πολύπλοκες ουσίες που σχηματίζονται από δύο χημικά στοιχεία, το ένα εκ των οποίων είναι οξυγόνο σε κατάσταση οξείδωσης -2.

Ο γενικός τύπος των οξειδίων μπορεί να γραφτεί ως E x O y, όπου Ε είναι το σύμβολο ενός χημικού στοιχείου.

Ονοματολογία οξειδίων

Το όνομα του οξειδίου ενός χημικού στοιχείου βασίζεται στην αρχή:

Για παράδειγμα:

Fe 2 O 3 - οξείδιο σιδήρου (III). CuO-οξείδιο χαλκού(II); N 2 O 5 - μονοξείδιο του αζώτου (V)

Μπορείτε συχνά να βρείτε πληροφορίες ότι το σθένος ενός στοιχείου υποδεικνύεται σε παρένθεση, αλλά αυτό δεν συμβαίνει. Έτσι, για παράδειγμα, η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου N 2 O 5 είναι +5 και το σθένος, παραδόξως, είναι τέσσερα.

Εάν ένα χημικό στοιχείο έχει μία μόνο θετική κατάσταση οξείδωσης σε ενώσεις, τότε η κατάσταση οξείδωσης δεν υποδεικνύεται. Για παράδειγμα:

Na2O - οξείδιο του νατρίου; Η2Ο - οξείδιο του υδρογόνου; ZnO - οξείδιο ψευδαργύρου.

Ταξινόμηση οξειδίων

Τα οξείδια, ανάλογα με την ικανότητά τους να σχηματίζουν άλατα όταν αλληλεπιδρούν με οξέα ή βάσεις, χωρίζονται ανάλογα σε σχηματισμός αλατιούΚαι που δεν σχηματίζει αλάτι.

Υπάρχουν λίγα οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα· όλα σχηματίζονται από αμέταλλα σε κατάσταση οξείδωσης +1 και +2. Πρέπει να θυμόμαστε τον κατάλογο των οξειδίων που δεν σχηματίζουν άλατα: CO, SiO, N 2 O, NO.

Τα οξείδια που σχηματίζουν άλατα, με τη σειρά τους, χωρίζονται σε βασικός, όξινοςΚαι αμφοτερικός.

Βασικά οξείδιαΠρόκειται για οξείδια που όταν αντιδρούν με οξέα (ή οξείδια οξέος), σχηματίζουν άλατα. Τα βασικά οξείδια περιλαμβάνουν οξείδια μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης +1 και +2, με εξαίρεση τα οξείδια BeO, ZnO, SnO, PbO.

Όξινα οξείδιαΠρόκειται για οξείδια που όταν αντιδρούν με βάσεις (ή βασικά οξείδια), σχηματίζουν άλατα. Τα όξινα οξείδια είναι σχεδόν όλα τα οξείδια των μη μετάλλων με εξαίρεση το CO, NO, N 2 O, SiO που δεν σχηματίζει άλατα, καθώς και όλα τα οξείδια μετάλλων σε υψηλές καταστάσεις οξείδωσης (+5, +6 και +7).

Αμφοτερικά οξείδιαονομάζονται οξείδια που μπορούν να αντιδράσουν τόσο με οξέα όσο και με βάσεις και ως αποτέλεσμα αυτών των αντιδράσεων σχηματίζουν άλατα. Τέτοια οξείδια παρουσιάζουν μια διπλή οξεοβασική φύση, δηλαδή, μπορούν να επιδείξουν τις ιδιότητες τόσο των όξινων όσο και των βασικών οξειδίων. Τα αμφοτερικά οξείδια περιλαμβάνουν οξείδια μετάλλων στις καταστάσεις οξείδωσης +3, +4, καθώς και τα οξείδια BeO, ZnO, SnO και PbO ως εξαίρεση.

Ορισμένα μέταλλα μπορούν να σχηματίσουν και τους τρεις τύπους οξειδίων που σχηματίζουν άλατα. Για παράδειγμα, το χρώμιο σχηματίζει το βασικό οξείδιο CrO, το αμφοτερικό οξείδιο Cr 2 O 3 και το όξινο οξείδιο CrO 3.

Όπως μπορείτε να δείτε, οι ιδιότητες οξέος-βάσης των οξειδίων μετάλλων εξαρτώνται άμεσα από τον βαθμό οξείδωσης του μετάλλου στο οξείδιο: όσο υψηλότερος είναι ο βαθμός οξείδωσης, τόσο πιο έντονες είναι οι όξινες ιδιότητες.

Αιτιολογικό

Αιτιολογικό - ενώσεις με τύπο Me(OH) x, όπου Χτις περισσότερες φορές ισούται με 1 ή 2.

Ταξινόμηση βάσεων

Οι βάσεις ταξινομούνται ανάλογα με τον αριθμό των υδροξυλομάδων σε μία δομική μονάδα.

Βάσεις με μία υδροξοομάδα, δηλ. ονομάζεται τύπος MeOH μονοόξινες βάσεις,με δύο υδροξοομάδες, δηλ. τύπου Me(OH) 2, αντίστοιχα, διοξύκαι τα λοιπά.

Οι βάσεις διακρίνονται επίσης σε διαλυτές (αλκάλιες) και αδιάλυτες.

Τα αλκάλια περιλαμβάνουν αποκλειστικά υδροξείδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών, καθώς και υδροξείδιο του θαλλίου TlOH.

Ονοματολογία βάσεων

Το όνομα του ιδρύματος βασίζεται στην ακόλουθη αρχή:

Για παράδειγμα:

Fe(OH) 2 - υδροξείδιο σιδήρου (II),

Cu(OH) 2 - υδροξείδιο του χαλκού (II).

Σε περιπτώσεις όπου το μέταλλο σε σύνθετες ουσίες έχει σταθερή κατάσταση οξείδωσης, δεν απαιτείται η ένδειξη της. Για παράδειγμα:

NaOH - υδροξείδιο του νατρίου,

Ca(OH) 2 - υδροξείδιο του ασβεστίου, κ.λπ.

Οξέα

Οξέα - πολύπλοκες ουσίες των οποίων τα μόρια περιέχουν άτομα υδρογόνου που μπορούν να αντικατασταθούν από ένα μέταλλο.

Ο γενικός τύπος των οξέων μπορεί να γραφτεί ως Η x Α, όπου Η είναι άτομα υδρογόνου που μπορούν να αντικατασταθούν από ένα μέταλλο και Α είναι το όξινο υπόλειμμα.

Για παράδειγμα, τα οξέα περιλαμβάνουν ενώσεις όπως H2SO4, HCl, HNO3, HNO2, κ.λπ.

Ταξινόμηση οξέων

Σύμφωνα με τον αριθμό των ατόμων υδρογόνου που μπορούν να αντικατασταθούν από ένα μέταλλο, τα οξέα χωρίζονται σε:

- Ο βασικά οξέα: HF, HCl, HBr, HI, HNO3;

- δ βασικά οξέα: H 2 SO 4, H 2 SO 3, H 2 CO 3;

- Τ ρεχοβασικά οξέα: H 3 PO 4 , H 3 BO 3 .

Πρέπει να σημειωθεί ότι ο αριθμός των ατόμων υδρογόνου στην περίπτωση των οργανικών οξέων τις περισσότερες φορές δεν αντικατοπτρίζει τη βασικότητά τους. Για παράδειγμα, το οξικό οξύ με τον τύπο CH 3 COOH, παρά την παρουσία 4 ατόμων υδρογόνου στο μόριο, δεν είναι τετρα-αλλά μονοβασικό. Η βασικότητα των οργανικών οξέων καθορίζεται από τον αριθμό των καρβοξυλομάδων (-COOH) στο μόριο.

Επίσης, με βάση την παρουσία οξυγόνου στα μόρια, τα οξέα χωρίζονται σε ελεύθερα οξυγόνου (HF, HCl, HBr κ.λπ.) και οξυγονούχα (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 κ.λπ.) . Τα οξέα που περιέχουν οξυγόνο ονομάζονται επίσης οξοξέα.

Μπορείτε να διαβάσετε περισσότερα για την ταξινόμηση των οξέων.

Ονοματολογία οξέων και υπολειμμάτων οξέων

Η ακόλουθη λίστα ονομάτων και τύπων οξέων και υπολειμμάτων οξέων είναι κάτι που πρέπει να μάθετε.

Σε ορισμένες περιπτώσεις, ορισμένοι από τους ακόλουθους κανόνες μπορούν να διευκολύνουν την απομνημόνευση.

Όπως φαίνεται από τον παραπάνω πίνακα, η κατασκευή των συστηματικών ονομάτων των οξέων χωρίς οξυγόνο έχει ως εξής:

Για παράδειγμα:

HF-υδροφθορικό οξύ;

HCl—υδροχλωρικό οξύ;

Το H 2 S είναι υδροσουλφιδικό οξύ.

Τα ονόματα των όξινων υπολειμμάτων οξέων χωρίς οξυγόνο βασίζονται στην αρχή:

Για παράδειγμα, Cl--χλωρίδιο, Br--βρωμίδιο.

Τα ονόματα των οξέων που περιέχουν οξυγόνο λαμβάνονται με την προσθήκη διαφόρων επιθημάτων και καταλήξεων στο όνομα του στοιχείου που σχηματίζει οξύ. Για παράδειγμα, εάν το στοιχείο που σχηματίζει οξύ σε ένα οξύ που περιέχει οξυγόνο έχει την υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης, τότε το όνομα ενός τέτοιου οξέος κατασκευάζεται ως εξής:

Για παράδειγμα, θειικό οξύ H 2 S + 6 O 4, χρωμικό οξύ H 2 Cr + 6 O 4.

Όλα τα οξέα που περιέχουν οξυγόνο μπορούν επίσης να ταξινομηθούν ως υδροξείδια οξέος επειδή περιέχουν υδροξυλομάδες (ΟΗ). Για παράδειγμα, αυτό μπορεί να φανεί από τους ακόλουθους γραφικούς τύπους ορισμένων οξέων που περιέχουν οξυγόνο:

Έτσι, το θειικό οξύ μπορεί αλλιώς να ονομαστεί υδροξείδιο του θείου (VI), νιτρικό οξύ - υδροξείδιο του αζώτου (V), φωσφορικό οξύ - υδροξείδιο του φωσφόρου (V) κ.λπ. Σε αυτή την περίπτωση, ο αριθμός εντός παρενθέσεων χαρακτηρίζει τον βαθμό οξείδωσης του στοιχείου που σχηματίζει οξύ. Αυτή η εκδοχή των ονομάτων των οξέων που περιέχουν οξυγόνο μπορεί να φαίνεται εξαιρετικά ασυνήθιστη σε πολλούς, αλλά περιστασιακά τέτοια ονόματα μπορούν να βρεθούν σε πραγματικά KIM του Unified State Examination in Chemistry σε εργασίες για την ταξινόμηση ανόργανων ουσιών.

Αμφοτερικά υδροξείδια

Αμφοτερικά υδροξείδια - υδροξείδια μετάλλων που παρουσιάζουν διπλή φύση, δηλ. ικανό να επιδεικνύει τόσο τις ιδιότητες των οξέων όσο και τις ιδιότητες των βάσεων.

Τα υδροξείδια μετάλλων σε καταστάσεις οξείδωσης +3 και +4 είναι αμφοτερικά (όπως και τα οξείδια).

Επίσης, ως εξαιρέσεις, τα αμφοτερικά υδροξείδια περιλαμβάνουν τις ενώσεις Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 και Pb(OH) 2, παρά την κατάσταση οξείδωσης του μετάλλου σε αυτά +2.

Για τα αμφοτερικά υδροξείδια τρισθενών και τετρασθενών μετάλλων, είναι δυνατή η ύπαρξη ορθο- και μετα-μορφών, που διαφέρουν μεταξύ τους κατά ένα μόριο νερού. Για παράδειγμα, το υδροξείδιο του αργιλίου (III) μπορεί να υπάρχει στην ορθομορφή Al(OH)3 ή στη μεταμορφή AlO(OH) (μεταϋδροξείδιο).

Δεδομένου ότι, όπως αναφέρθηκε ήδη, τα αμφοτερικά υδροξείδια παρουσιάζουν τόσο τις ιδιότητες των οξέων όσο και τις ιδιότητες των βάσεων, ο τύπος και το όνομά τους μπορούν επίσης να γραφτούν διαφορετικά: είτε ως βάση είτε ως οξύ. Για παράδειγμα:

Άλατα

Για παράδειγμα, τα άλατα περιλαμβάνουν ενώσεις όπως KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3, κ.λπ.

Ο ορισμός που παρουσιάζεται παραπάνω περιγράφει τη σύνθεση των περισσότερων αλάτων, ωστόσο, υπάρχουν άλατα που δεν εμπίπτουν σε αυτόν. Για παράδειγμα, αντί για κατιόντα μετάλλων, το άλας μπορεί να περιέχει κατιόντα αμμωνίου ή τα οργανικά του παράγωγα. Εκείνοι. Τα άλατα περιλαμβάνουν ενώσεις όπως, για παράδειγμα, (NH 4) 2 SO 4 (θειικό αμμώνιο), + Cl- (χλωριούχο μεθυλ αμμώνιο) κ.λπ.

Ταξινόμηση αλάτων

Από την άλλη πλευρά, τα άλατα μπορούν να θεωρηθούν ως προϊόντα της αντικατάστασης των κατιόντων υδρογόνου H + σε ένα οξύ με άλλα κατιόντα ή ως προϊόντα της αντικατάστασης ιόντων υδροξειδίου σε βάσεις (ή αμφοτερικών υδροξειδίων) με άλλα ανιόντα.

Με πλήρη αντικατάσταση, το λεγόμενο μέση τιμήή κανονικόςάλας. Για παράδειγμα, με πλήρη αντικατάσταση κατιόντων υδρογόνου στο θειικό οξύ με κατιόντα νατρίου, σχηματίζεται ένα μέσο (κανονικό) άλας Na 2 SO 4 και με πλήρη αντικατάσταση των ιόντων υδροξειδίου στη βάση Ca (OH) 2 με όξινα υπολείμματα νιτρικών ιόντων , ένα μέσο (κανονικό) άλας σχηματίζεται Ca(NO3)2.

Τα άλατα που λαμβάνονται με ατελή αντικατάσταση κατιόντων υδρογόνου σε διβασικό (ή περισσότερο) οξύ με μεταλλικά κατιόντα ονομάζονται όξινα. Έτσι, όταν τα κατιόντα υδρογόνου στο θειικό οξύ αντικαθίστανται ατελώς από κατιόντα νατρίου, σχηματίζεται το όξινο άλας NaHSO 4.

Τα άλατα που σχηματίζονται από ατελή αντικατάσταση ιόντων υδροξειδίου σε βάσεις δύο οξέων (ή περισσότερες) ονομάζονται βάσεις. Οδυνατά άλατα. Για παράδειγμα, με ατελή αντικατάσταση ιόντων υδροξειδίου στη βάση Ca(OH) 2 με νιτρικά ιόντα, σχηματίζεται μια βάση Οδιαυγές αλάτι Ca(OH)NO3.

Τα άλατα που αποτελούνται από κατιόντα δύο διαφορετικών μετάλλων και ανιόντα όξινων υπολειμμάτων ενός μόνο οξέος ονομάζονται διπλά άλατα. Έτσι, για παράδειγμα, τα διπλά άλατα είναι τα KNaCO 3, KMgCl 3, κ.λπ.

Εάν ένα άλας σχηματίζεται από έναν τύπο κατιόντων και δύο τύπους υπολειμμάτων οξέος, αυτά τα άλατα ονομάζονται μικτά. Για παράδειγμα, μικτά άλατα είναι οι ενώσεις Ca(OCl)Cl, CuBrCl κ.λπ.

Υπάρχουν άλατα που δεν εμπίπτουν στον ορισμό των αλάτων ως προϊόντα αντικατάστασης κατιόντων υδρογόνου σε οξέα με μεταλλικά κατιόντα ή προϊόντα αντικατάστασης ιόντων υδροξειδίου σε βάσεις με ανιόντα όξινων υπολειμμάτων. Αυτά είναι σύνθετα άλατα. Για παράδειγμα, σύμπλοκα άλατα είναι το τετραϋδροξοζινικό νάτριο και το τετραϋδροξοαργιλικό νάτριο με τους τύπους Na2 και Na, αντίστοιχα. Τα σύνθετα άλατα μπορούν συχνότερα να αναγνωριστούν μεταξύ άλλων από την παρουσία αγκύλων στη φόρμουλα. Ωστόσο, πρέπει να καταλάβετε ότι για να ταξινομηθεί μια ουσία ως άλας, πρέπει να περιέχει κάποια κατιόντα εκτός (ή αντί για) H + και τα ανιόντα πρέπει να περιέχουν κάποια ανιόντα άλλα από (ή αντί) OH - . Για παράδειγμα, η ένωση Η2 δεν ανήκει στην κατηγορία των σύμπλοκων αλάτων, αφού όταν διαχωρίζεται από τα κατιόντα, στο διάλυμα υπάρχουν μόνο κατιόντα υδρογόνου Η+. Με βάση τον τύπο διάστασης, αυτή η ουσία θα πρέπει μάλλον να ταξινομηθεί ως σύμπλοκο οξύ χωρίς οξυγόνο. Ομοίως, η ένωση ΟΗ δεν ανήκει στα άλατα, γιατί αυτή η ένωση αποτελείται από κατιόντα + και ιόντα υδροξειδίου ΟΗ-, δηλ. θα πρέπει να θεωρείται ένα ολοκληρωμένο θεμέλιο.

Ονοματολογία αλάτων

Ονοματολογία αλάτων μέσου και οξέος

Η ονομασία των αλάτων μέσου και οξέος βασίζεται στην αρχή:

Εάν η κατάσταση οξείδωσης ενός μετάλλου σε σύνθετες ουσίες είναι σταθερή, τότε δεν ενδείκνυται.

Τα ονόματα των υπολειμμάτων οξέος δόθηκαν παραπάνω κατά την εξέταση της ονοματολογίας των οξέων.

Για παράδειγμα,

Na 2 SO 4 - θειικό νάτριο;

NaHSO 4 - όξινο θειικό νάτριο;

CaCO 3 - ανθρακικό ασβέστιο.

Ca(HCO 3) 2 - διττανθρακικό ασβέστιο κ.λπ.

Ονοματολογία βασικών αλάτων

Τα ονόματα των κύριων αλάτων βασίζονται στην αρχή:

Για παράδειγμα:

(CuOH) 2 CO 3 - υδροξυανθρακικός χαλκός (II).

Fe(OH) 2 NO 3 - διυδροξονιτρικός σίδηρος (III).

Ονοματολογία σύνθετων αλάτων

Η ονοματολογία των σύνθετων ενώσεων είναι πολύ πιο περίπλοκη και για να περάσετε την Ενιαία Κρατική Εξέταση δεν χρειάζεται να γνωρίζετε πολλά για την ονοματολογία των σύνθετων αλάτων.

Θα πρέπει να είστε σε θέση να ονομάσετε σύνθετα άλατα που λαμβάνονται από την αντίδραση αλκαλικών διαλυμάτων με αμφοτερικά υδροξείδια. Για παράδειγμα:

*Τα ίδια χρώματα στον τύπο και το όνομα υποδεικνύουν τα αντίστοιχα στοιχεία του τύπου και του ονόματος.

Ασήμαντα ονόματα ανόργανων ουσιών

Με τα ασήμαντα ονόματα εννοούμε τα ονόματα ουσιών που δεν σχετίζονται, ή σχετίζονται ασθενώς, με τη σύνθεση και τη δομή τους. Τα ασήμαντα ονόματα καθορίζονται, κατά κανόνα, είτε από ιστορικούς λόγους είτε από τις φυσικές ή χημικές ιδιότητες αυτών των ενώσεων.

Λίστα ασήμαντων ονομάτων ανόργανων ουσιών που πρέπει να γνωρίζετε:

Τα οξέα μπορούν να ταξινομηθούν με βάση διάφορα κριτήρια:

1) Η παρουσία ατόμων οξυγόνου στο οξύ

2) Οξική βασικότητα

Η βασικότητα ενός οξέος είναι ο αριθμός των «κινητών» ατόμων υδρογόνου στο μόριό του, ικανά να διαχωριστούν από το μόριο του οξέος με τη μορφή κατιόντων υδρογόνου H + κατά τη διάσταση και επίσης να αντικατασταθούν από άτομα μετάλλου:

4) Διαλυτότητα

5) Σταθερότητα

7) Οξειδωτικές ιδιότητες

Χημικές ιδιότητες οξέων

1. Ικανότητα διάσπασης

Τα οξέα διασπώνται σε υδατικά διαλύματα σε κατιόντα υδρογόνου και υπολείμματα οξέος. Όπως αναφέρθηκε ήδη, τα οξέα διακρίνονται σε καλά διαχωριστικά (ισχυρά) και σε χαμηλή διάσταση (ασθενή). Κατά τη σύνταξη της εξίσωσης διάστασης για ισχυρά μονοβασικά οξέα, χρησιμοποιείται είτε ένα δεξιό βέλος () είτε ένα σύμβολο ίσου (=), το οποίο δείχνει την εικονική μη αναστρέψιμη διάσταση. Για παράδειγμα, η εξίσωση διάστασης για ισχυρό υδροχλωρικό οξύ μπορεί να γραφτεί με δύο τρόπους:

ή με αυτή τη μορφή: HCl = H + + Cl -

ή με αυτόν τον τρόπο: HCl → H + + Cl -

Στην πραγματικότητα, η κατεύθυνση του βέλους μας λέει ότι η αντίστροφη διαδικασία συνδυασμού κατιόντων υδρογόνου με όξινα υπολείμματα (σύνδεση) πρακτικά δεν συμβαίνει σε ισχυρά οξέα.

Αν θέλουμε να γράψουμε την εξίσωση διάστασης ενός ασθενούς μονοπρωτικού οξέος, πρέπει να χρησιμοποιήσουμε δύο βέλη στην εξίσωση αντί για το πρόσημο. Αυτό το σημάδι αντανακλά την αναστρεψιμότητα της διάστασης των ασθενών οξέων - στην περίπτωσή τους, η αντίστροφη διαδικασία συνδυασμού κατιόντων υδρογόνου με όξινα υπολείμματα είναι έντονα έντονη:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Τα πολυβασικά οξέα διαχωρίζονται σταδιακά, δηλ. Τα κατιόντα υδρογόνου διαχωρίζονται από τα μόριά τους όχι ταυτόχρονα, αλλά ένα προς ένα. Για το λόγο αυτό, η διάσταση τέτοιων οξέων εκφράζεται όχι με μία, αλλά με πολλές εξισώσεις, ο αριθμός των οποίων είναι ίσος με τη βασικότητα του οξέος. Για παράδειγμα, η διάσταση του τριβασικού φωσφορικού οξέος συμβαίνει σε τρία στάδια με τον εναλλασσόμενο διαχωρισμό των κατιόντων H +:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

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

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Πρέπει να σημειωθεί ότι κάθε επόμενο στάδιο διάσπασης εμφανίζεται σε μικρότερο βαθμό από το προηγούμενο. Δηλαδή, τα μόρια H 3 PO 4 διασπώνται καλύτερα (σε μεγαλύτερο βαθμό) από τα ιόντα H 2 PO 4 -, τα οποία, με τη σειρά τους, διασπώνται καλύτερα από τα ιόντα HPO 4 2-. Το φαινόμενο αυτό σχετίζεται με αύξηση του φορτίου των όξινων υπολειμμάτων, με αποτέλεσμα να αυξάνεται η ισχύς του δεσμού μεταξύ αυτών και των θετικών ιόντων Η+.

Από τα πολυβασικά οξέα, η εξαίρεση είναι το θειικό οξύ. Δεδομένου ότι αυτό το οξύ διαχωρίζεται καλά και στα δύο στάδια, επιτρέπεται να γράψουμε την εξίσωση της διάστασής του σε ένα στάδιο:

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

2. Αλληλεπίδραση οξέων με μέταλλα

Το έβδομο σημείο στην ταξινόμηση των οξέων είναι οι οξειδωτικές τους ιδιότητες. Αναφέρθηκε ότι τα οξέα είναι ασθενείς οξειδωτικοί παράγοντες και ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες. Η συντριπτική πλειονότητα των οξέων (σχεδόν όλα εκτός από το H 2 SO 4 (συμπυκν.) και το HNO 3) είναι ασθενείς οξειδωτικοί παράγοντες, αφού μπορούν να επιδείξουν την οξειδωτική τους ικανότητα μόνο λόγω κατιόντων υδρογόνου. Τέτοια οξέα μπορούν να οξειδώσουν μόνο εκείνα τα μέταλλα που βρίσκονται στη σειρά δραστηριότητας στα αριστερά του υδρογόνου και τα προϊόντα σχηματίζουν ένα άλας του αντίστοιχου μετάλλου και υδρογόνου. Για παράδειγμα:

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

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Όσο για τα ισχυρά οξειδωτικά οξέα, π.χ. H 2 SO 4 (συμπ.) και HNO 3, τότε ο κατάλογος των μετάλλων στα οποία δρουν είναι πολύ ευρύτερος και περιλαμβάνει όλα τα μέταλλα πριν από το υδρογόνο στη σειρά δραστηριότητας και σχεδόν τα πάντα μετά. Δηλαδή, το συμπυκνωμένο θειικό οξύ και το νιτρικό οξύ οποιασδήποτε συγκέντρωσης, για παράδειγμα, θα οξειδώσουν ακόμη και μέταλλα χαμηλής δράσης όπως ο χαλκός, ο υδράργυρος και ο άργυρος. Η αλληλεπίδραση του νιτρικού οξέος και του πυκνού θειικού οξέος με τα μέταλλα, καθώς και ορισμένες άλλες ουσίες, λόγω της ιδιαιτερότητάς τους, θα συζητηθεί ξεχωριστά στο τέλος αυτού του κεφαλαίου.

3. Αλληλεπίδραση οξέων με βασικά και αμφοτερικά οξείδια

Τα οξέα αντιδρούν με βασικά και αμφοτερικά οξείδια. Το πυριτικό οξύ, δεδομένου ότι είναι αδιάλυτο, δεν αντιδρά με βασικά οξείδια χαμηλής δράσης και αμφοτερικά οξείδια:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Αλληλεπίδραση οξέων με βάσεις και αμφοτερικά υδροξείδια

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

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

5. Αλληλεπίδραση οξέων με άλατα

Αυτή η αντίδραση συμβαίνει εάν σχηματιστεί ένα ίζημα, ένα αέριο ή ένα σημαντικά ασθενέστερο οξύ από αυτό που αντιδρά. Για παράδειγμα:

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

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Ειδικές οξειδωτικές ιδιότητες νιτρικών και πυκνών θειικών οξέων

Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, το νιτρικό οξύ σε οποιαδήποτε συγκέντρωση, καθώς και το θειικό οξύ αποκλειστικά σε συμπυκνωμένη κατάσταση, είναι πολύ ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες. Συγκεκριμένα, σε αντίθεση με άλλα οξέα, οξειδώνουν όχι μόνο τα μέταλλα που βρίσκονται πριν από το υδρογόνο στη σειρά δραστηριότητας, αλλά και σχεδόν όλα τα μέταλλα μετά από αυτό (εκτός από την πλατίνα και τον χρυσό).

Για παράδειγμα, είναι ικανά να οξειδώνουν χαλκό, άργυρο και υδράργυρο. Ωστόσο, θα πρέπει κανείς να κατανοήσει σταθερά το γεγονός ότι ορισμένα μέταλλα (Fe, Cr, Al), παρά το γεγονός ότι είναι αρκετά ενεργά (διαθέσιμα πριν από το υδρογόνο), εντούτοις δεν αντιδρούν με πυκνό HNO 3 και συμπυκνωμένο H 2 SO 4 χωρίς θέρμανση λόγω του φαινομένου της παθητικοποίησης - μια προστατευτική μεμβράνη στερεών προϊόντων οξείδωσης σχηματίζεται στην επιφάνεια τέτοιων μετάλλων, η οποία δεν επιτρέπει σε μόρια πυκνού θειικού και συμπυκνωμένου νιτρικού οξέος να διεισδύσουν βαθιά στο μέταλλο για να συμβεί η αντίδραση. Ωστόσο, με ισχυρή θέρμανση, η αντίδραση εξακολουθεί να εμφανίζεται.

Στην περίπτωση αλληλεπίδρασης με μέταλλα, τα υποχρεωτικά προϊόντα είναι πάντα το άλας του αντίστοιχου μετάλλου και το οξύ που χρησιμοποιείται, καθώς και το νερό. Ένα τρίτο προϊόν επίσης απομονώνεται πάντα, ο τύπος του οποίου εξαρτάται από πολλούς παράγοντες, ιδίως, όπως η δραστηριότητα των μετάλλων, καθώς και η συγκέντρωση των οξέων και η θερμοκρασία αντίδρασης.

Η υψηλή οξειδωτική ικανότητα των συμπυκνωμένων θειικών και συμπυκνωμένων νιτρικών οξέων τους επιτρέπει να αντιδρούν όχι μόνο με όλα σχεδόν τα μέταλλα της σειράς δραστηριότητας, αλλά ακόμη και με πολλά στερεά αμέταλλα, ιδιαίτερα με φώσφορο, θείο και άνθρακα. Ο παρακάτω πίνακας δείχνει καθαρά τα προϊόντα της αλληλεπίδρασης θειικού και νιτρικού οξέος με μέταλλα και αμέταλλα ανάλογα με τη συγκέντρωση:

7. Μειωτικές ιδιότητες των οξέων χωρίς οξυγόνο

Όλα τα οξέα χωρίς οξυγόνο (εκτός από το HF) μπορούν να εμφανίσουν αναγωγικές ιδιότητες λόγω του χημικού στοιχείου που περιλαμβάνεται στο ανιόν υπό τη δράση διαφόρων οξειδωτικών παραγόντων. Για παράδειγμα, όλα τα υδραλογονικά οξέα (εκτός από το HF) οξειδώνονται από το διοξείδιο του μαγγανίου, το υπερμαγγανικό κάλιο και το διχρωμικό κάλιο. Σε αυτή την περίπτωση, τα ιόντα αλογονιδίου οξειδώνονται σε ελεύθερα αλογόνα:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Μεταξύ όλων των υδραλογονικών οξέων, το υδροϊωδικό οξύ έχει τη μεγαλύτερη αναγωγική δράση. Σε αντίθεση με άλλα υδραλογονικά οξέα, ακόμη και το οξείδιο του σιδήρου και τα άλατα μπορούν να το οξειδώσουν.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Το υδρόθειο οξύ H 2 S έχει επίσης υψηλή αναγωγική δράση.Ακόμα και ένας οξειδωτικός παράγοντας όπως το διοξείδιο του θείου μπορεί να το οξειδώσει.

7. Οξέα. Αλας. Σχέση μεταξύ κατηγοριών ανόργανων ουσιών

7.1. Οξέα

Τα οξέα είναι ηλεκτρολύτες, με τη διάσταση των οποίων σχηματίζονται μόνο κατιόντα υδρογόνου H + ως θετικά φορτισμένα ιόντα (ακριβέστερα, ιόντα υδρονίου H 3 O +).

Ένας άλλος ορισμός: τα οξέα είναι σύνθετες ουσίες που αποτελούνται από άτομο υδρογόνου και υπολείμματα οξέος (Πίνακας 7.1).

Πίνακας 7.1

Τύποι και ονόματα ορισμένων οξέων, υπολειμμάτων οξέων και αλάτων

Υπό κανονικές συνθήκες, τα οξέα μπορεί να είναι στερεά (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) και υγρά (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Αυτά τα οξέα μπορούν να υπάρχουν τόσο μεμονωμένα (100% μορφή) όσο και με τη μορφή αραιωμένων και συμπυκνωμένων διαλυμάτων. Για παράδειγμα, τα H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH είναι γνωστά τόσο μεμονωμένα όσο και σε διαλύματα.

Ένας αριθμός οξέων είναι γνωστός μόνο σε διαλύματα. Αυτά είναι όλα υδραλογονίδια (HCl, HBr, HI), υδρόθειο H 2 S, υδροκυάνιο (υδροκυανικό HCN), ανθρακικό H 2 CO 3, θειικό οξύ H 2 SO 3, τα οποία είναι διαλύματα αερίων στο νερό. Για παράδειγμα, το υδροχλωρικό οξύ είναι ένα μείγμα HCl και H 2 O, το ανθρακικό οξύ είναι ένα μείγμα CO 2 και H 2 O. Είναι σαφές ότι η χρήση της έκφρασης «διάλυμα υδροχλωρικού οξέος» είναι εσφαλμένη.

Τα περισσότερα οξέα είναι διαλυτά στο νερό· το πυριτικό οξύ H 2 SiO 3 είναι αδιάλυτο. Η συντριπτική πλειοψηφία των οξέων έχουν μοριακή δομή. Παραδείγματα συντακτικών τύπων οξέων:

Στα περισσότερα μόρια οξέος που περιέχουν οξυγόνο, όλα τα άτομα υδρογόνου συνδέονται με το οξυγόνο. Υπάρχουν όμως και εξαιρέσεις:

Τα οξέα ταξινομούνται σύμφωνα με έναν αριθμό χαρακτηριστικών (Πίνακας 7.2).

Πίνακας 7.2

Ταξινόμηση οξέων

Όλες οι γενικές χημικές ιδιότητες των οξέων οφείλονται στην παρουσία στα υδατικά τους διαλύματα περίσσειας κατιόντων υδρογόνου H + (H 3 O +).

1. Λόγω της περίσσειας ιόντων Η+, υδατικά διαλύματα οξέων αλλάζουν το χρώμα της ιώδους λυχνίας και του μεθυλοπορτοκαλί σε κόκκινο (η φαινολοφθαλεΐνη δεν αλλάζει χρώμα και παραμένει άχρωμη). Σε ένα υδατικό διάλυμα ασθενούς ανθρακικού οξέος, η λακκούβα δεν είναι κόκκινος, αλλά ροζ· ένα διάλυμα πάνω από ένα ίζημα πολύ ασθενούς πυριτικού οξέος δεν αλλάζει καθόλου το χρώμα των δεικτών.

2. Τα οξέα αλληλεπιδρούν με βασικά οξείδια, βάσεις και αμφοτερικά υδροξείδια, ένυδρη αμμωνία (βλ. Κεφάλαιο 6).

Παράδειγμα 7.1. Για να πραγματοποιήσετε τον μετασχηματισμό BaO → BaSO 4 μπορείτε να χρησιμοποιήσετε: α) SO 2; β) H2SO4; γ) Na 2 SO 4; δ) SO 3.

Λύση. Ο μετασχηματισμός μπορεί να πραγματοποιηθεί χρησιμοποιώντας H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Το Na 2 SO 4 δεν αντιδρά με το BaO και στην αντίδραση του BaO με το SO 2 σχηματίζεται θειώδες βάριο:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Απάντηση: 3).

3. Τα οξέα αντιδρούν με την αμμωνία και τα υδατικά διαλύματά της για να σχηματίσουν άλατα αμμωνίου:

HCl + NH3 = NH4Cl - χλωριούχο αμμώνιο;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - θειικό αμμώνιο.

4. Τα μη οξειδωτικά οξέα αντιδρούν με μέταλλα που βρίσκονται στη σειρά δραστηριότητας μέχρι το υδρογόνο για να σχηματίσουν ένα άλας και να απελευθερώσουν υδρογόνο:

H 2 SO 4 (αραιωμένο) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

Η αλληλεπίδραση των οξειδωτικών οξέων (HNO 3, H 2 SO 4 (πυκνό)) με τα μέταλλα είναι πολύ συγκεκριμένη και λαμβάνεται υπόψη κατά τη μελέτη της χημείας των στοιχείων και των ενώσεων τους.

5. Τα οξέα αλληλεπιδρούν με τα άλατα. Η αντίδραση έχει μια σειρά από χαρακτηριστικά:

α) στις περισσότερες περιπτώσεις, όταν ένα ισχυρότερο οξύ αντιδρά με ένα άλας ενός ασθενέστερου οξέος, σχηματίζεται ένα άλας ενός ασθενούς οξέος και ένα ασθενές οξύ ή, όπως λένε, ένα ισχυρότερο οξύ αντικαθιστά ένα ασθενέστερο. Η σειρά φθίνουσας ισχύος των οξέων μοιάζει με αυτό:

Παραδείγματα αντιδράσεων που συμβαίνουν:

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

Μην αλληλεπιδράτε μεταξύ τους, για παράδειγμα, KCl και H 2 SO 4 (αραιωμένο), NaNO 3 και H 2 SO 4 (αραιωμένο), K 2 SO 4 και HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 και H 2 CO 3, CH 3 COOK και H 2 CO 3;

β) σε ορισμένες περιπτώσεις, ένα ασθενέστερο οξύ αντικαθιστά ένα ισχυρότερο από ένα αλάτι:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

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

Τέτοιες αντιδράσεις είναι δυνατές όταν τα ιζήματα των αλάτων που προκύπτουν δεν διαλύονται στα προκύπτοντα αραιά ισχυρά οξέα (H2SO4 και HNO3).

γ) στην περίπτωση του σχηματισμού ιζημάτων που είναι αδιάλυτα σε ισχυρά οξέα, μπορεί να συμβεί αντίδραση μεταξύ ενός ισχυρού οξέος και ενός άλατος που σχηματίζεται από άλλο ισχυρό οξύ:

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

Παράδειγμα 7.2. Υποδείξτε τη σειρά που περιέχει τους τύπους των ουσιών που αντιδρούν με H 2 SO 4 (αραιωμένο).

1) Zn, Al2O3, KCl (ρ-ρ); 3) NaNO3 (p-p), Na2S, NaF, 2) Cu(OH) 2, K2CO3, Ag. 4) Na 2 SO 3, Mg, Zn(OH) 2.

Λύση. Όλες οι ουσίες της σειράς 4 αλληλεπιδρούν με το 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

Στη σειρά 1) η αντίδραση με KCl (p-p) δεν είναι δυνατή, στη σειρά 2) - με Ag, στη σειρά 3) - με NaNO 3 (p-p).

Απάντηση: 4).

6. Το πυκνό θειικό οξύ συμπεριφέρεται πολύ ειδικά σε αντιδράσεις με άλατα. Αυτό είναι ένα μη πτητικό και θερμικά σταθερό οξύ, επομένως εκτοπίζει όλα τα ισχυρά οξέα από τα στερεά (!) άλατα, καθώς είναι πιο πτητικά από το H2SO4 (συμπυκνό):

KCl (tv) + H 2 SO 4 (συμπ.) KHSO 4 + HCl

2KCl (s) + H 2 SO 4 (συμπυκνωμένο) K 2 SO 4 + 2HCl

Τα άλατα που σχηματίζονται από ισχυρά οξέα (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) αντιδρούν μόνο με πυκνό θειικό οξύ και μόνο όταν βρίσκονται σε στερεή κατάσταση

Παράδειγμα 7.3. Το πυκνό θειικό οξύ, σε αντίθεση με το αραιό, αντιδρά:

3) KNO 3 (tv);

Λύση. Και τα δύο οξέα αντιδρούν με KF, Na 2 CO 3 και Na 3 PO 4, και μόνο το H 2 SO 4 (συμπυκν.) αντιδρά με το KNO 3 (στερεό).

Απάντηση: 3).

Οι μέθοδοι για την παραγωγή οξέων είναι πολύ διαφορετικές.

Ανοξικά οξέαλαμβάνω:

• διαλύοντας τα αντίστοιχα αέρια στο νερό:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (διάλυμα)

• από άλατα με εκτόπιση με ισχυρότερα ή λιγότερο πτητικά οξέα:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

KCl (tv) + H 2 SO 4 (συμπ.) = KHSO 4 + HCl

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

Οξυγόνο που περιέχουν οξέαλαμβάνω:

• διαλύοντας τα αντίστοιχα όξινα οξείδια στο νερό, ενώ ο βαθμός οξείδωσης του στοιχείου που σχηματίζει οξύ στο οξείδιο και το οξύ παραμένει ο ίδιος (με εξαίρεση το 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

• οξείδωση μη μετάλλων με οξειδωτικά οξέα:

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

• εκτοπίζοντας ένα ισχυρό οξύ από ένα άλας άλλου ισχυρού οξέος (εάν καταβυθιστεί ένα ίζημα αδιάλυτο στα οξέα που προκύπτουν):

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• εκτοπίζοντας ένα πτητικό οξύ από τα άλατά του με ένα λιγότερο πτητικό οξύ.

Για το σκοπό αυτό, χρησιμοποιείται συχνότερα μη πτητικό, θερμικά σταθερό συμπυκνωμένο θειικό οξύ:

NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (συμπ.) NaHSO 4 + HNO 3

KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (συμπ.) KHSO 4 + HClO 4

• μετατόπιση ενός ασθενέστερου οξέος από τα άλατά του από ένα ισχυρότερο οξύ:

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 ↓

Μην υποτιμάτε τον ρόλο των οξέων στη ζωή μας, γιατί πολλά από αυτά είναι απλά αναντικατάστατα στην καθημερινή ζωή. Αρχικά, ας θυμηθούμε τι είναι τα οξέα. Αυτές είναι πολύπλοκες ουσίες. Ο τύπος γράφεται ως εξής: HnA, όπου Η είναι υδρογόνο, n είναι ο αριθμός των ατόμων, Α είναι το υπόλειμμα οξέος.

Οι κύριες ιδιότητες των οξέων περιλαμβάνουν την ικανότητα αντικατάστασης μορίων ατόμων υδρογόνου με άτομα μετάλλου. Τα περισσότερα από αυτά δεν είναι μόνο καυστικά, αλλά και πολύ δηλητηριώδη. Υπάρχουν όμως και εκείνα που συναντάμε συνεχώς, χωρίς να βλάπτουν την υγεία μας: βιταμίνη C, κιτρικό οξύ, γαλακτικό οξύ. Ας εξετάσουμε τις βασικές ιδιότητες των οξέων.

Φυσικές ιδιότητες

Οι φυσικές ιδιότητες των οξέων συχνά παρέχουν ενδείξεις για τον χαρακτήρα τους. Τα οξέα μπορούν να υπάρχουν σε τρεις μορφές: στερεά, υγρά και αέρια. Για παράδειγμα: το νιτρικό (HNO3) και το θειικό οξύ (H2SO4) είναι άχρωμα υγρά. Το βορικό (H3BO3) και το μεταφωσφορικό (HPO3) είναι στερεά οξέα. Μερικά από αυτά έχουν χρώμα και μυρωδιά. Διαφορετικά οξέα διαλύονται διαφορετικά στο νερό. Υπάρχουν και αδιάλυτα: H2SiO3 - πυρίτιο. Οι υγρές ουσίες έχουν ξινή γεύση. Ορισμένα οξέα ονομάζονται από τα φρούτα στα οποία βρίσκονται: μηλικό οξύ, κιτρικό οξύ. Άλλα παίρνουν το όνομά τους από τα χημικά στοιχεία που περιέχουν.

Ταξινόμηση οξέων

Τα οξέα ταξινομούνται συνήθως σύμφωνα με διάφορα κριτήρια. Το πρώτο βασίζεται στην περιεκτικότητα σε οξυγόνο σε αυτά. Δηλαδή: που περιέχει οξυγόνο (HClO4 - χλώριο) και χωρίς οξυγόνο (H2S - υδρόθειο).

Κατά αριθμό ατόμων υδρογόνου (κατά βασικότητα):

• Μονοβασικό – περιέχει ένα άτομο υδρογόνου (HMnO4).
• Διβασικός – έχει δύο άτομα υδρογόνου (H2CO3).
• Το Tribasic, κατά συνέπεια, έχει τρία άτομα υδρογόνου (H3BO).
• Πολυβασικά - έχουν τέσσερα ή περισσότερα άτομα, είναι σπάνια (H4P2O7).

Ανάλογα με τις κατηγορίες των χημικών ενώσεων διακρίνονται σε οργανικά και ανόργανα οξέα. Τα πρώτα βρίσκονται κυρίως σε προϊόντα φυτικής προέλευσης: οξικό, γαλακτικό, νικοτινικό, ασκορβικό οξύ. Τα ανόργανα οξέα περιλαμβάνουν: θειικό, νιτρικό, βορικό, αρσενικό. Το φάσμα των εφαρμογών τους είναι αρκετά ευρύ, από βιομηχανικές ανάγκες (παραγωγή βαφών, ηλεκτρολυτών, κεραμικών, λιπασμάτων κ.λπ.) μέχρι μαγείρεμα ή καθαρισμό αποχετεύσεων. Τα οξέα μπορούν επίσης να ταξινομηθούν με βάση την αντοχή, την πτητότητα, τη σταθερότητα και τη διαλυτότητα στο νερό.

Χημικές ιδιότητες

Ας εξετάσουμε τις βασικές χημικές ιδιότητες των οξέων.

• Το πρώτο είναι η αλληλεπίδραση με τους δείκτες. Ως δείκτες χρησιμοποιούνται λυχνία, μεθυλοπορτοκάλι, φαινολοφθαλεΐνη και γενικό χαρτί δείκτη. Σε όξινα διαλύματα, το χρώμα του δείκτη θα αλλάξει χρώμα: λυχνία και καθολική ινδ. το χαρτί θα γίνει κόκκινο, το μεθυλοπορτοκαλί θα γίνει ροζ, η φαινολοφθαλεΐνη θα παραμείνει άχρωμη.
• Το δεύτερο είναι η αλληλεπίδραση των οξέων με τις βάσεις. Αυτή η αντίδραση ονομάζεται επίσης εξουδετέρωση. Ένα οξύ αντιδρά με μια βάση, με αποτέλεσμα αλάτι + νερό. Για παράδειγμα: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
• Δεδομένου ότι σχεδόν όλα τα οξέα είναι πολύ διαλυτά στο νερό, η εξουδετέρωση μπορεί να πραγματοποιηθεί τόσο με διαλυτές όσο και με αδιάλυτες βάσεις. Η εξαίρεση είναι το πυριτικό οξύ, το οποίο είναι σχεδόν αδιάλυτο στο νερό. Για την εξουδετέρωση του απαιτούνται βάσεις όπως ΚΟΗ ή NaOH (είναι διαλυτές στο νερό).
• Το τρίτο είναι η αλληλεπίδραση των οξέων με τα βασικά οξείδια. Μια αντίδραση εξουδετέρωσης εμφανίζεται επίσης εδώ. Τα βασικά οξείδια είναι στενοί «συγγενείς» των βάσεων, επομένως η αντίδραση είναι η ίδια. Χρησιμοποιούμε αυτές τις οξειδωτικές ιδιότητες των οξέων πολύ συχνά. Για παράδειγμα, για να αφαιρέσετε τη σκουριά από τους σωλήνες. Το οξύ αντιδρά με το οξείδιο για να σχηματίσει ένα διαλυτό άλας.
• Τέταρτον - αντίδραση με μέταλλα. Δεν αντιδρούν όλα τα μέταλλα εξίσου καλά με τα οξέα. Διακρίνονται σε ενεργά (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) και σε ανενεργά (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Αξίζει επίσης να δοθεί προσοχή στην ισχύ του οξέος (ισχυρό, αδύναμο). Για παράδειγμα, το υδροχλωρικό και το θειικό οξύ είναι ικανά να αντιδράσουν με όλα τα ανενεργά μέταλλα, ενώ το κιτρικό και το οξαλικό οξύ είναι τόσο αδύναμα που αντιδρούν πολύ αργά ακόμη και με ενεργά μέταλλα.
• Πέμπτον, η αντίδραση των οξέων που περιέχουν οξυγόνο στη θέρμανση. Σχεδόν όλα τα οξέα αυτής της ομάδας αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται σε οξείδιο του οξυγόνου και νερό. Εξαιρούνται το ανθρακικό οξύ (H3PO4) και το θειικό οξύ (H2SO4). Όταν θερμαίνονται, διασπώνται σε νερό και αέριο. Αυτό πρέπει να το θυμόμαστε. Αυτές είναι όλες οι βασικές ιδιότητες των οξέων.