7. Kwasy. Sól. Związek między klasami substancji nieorganicznych

7.1. kwasy

Kwasy to elektrolity, podczas których dysocjacji powstają tylko kationy wodorowe H + jako jony naładowane dodatnio (dokładniej jony hydroniowe H 3 O +).

Inna definicja: kwasy to złożone substancje składające się z atomu wodoru i reszt kwasowych (tabela 7.1).

Tabela 7.1

Wzory i nazwy niektórych kwasów, reszt kwasowych i soli

Formuła kwasu	Nazwa kwasu	Pozostałość kwasowa (anion)	Nazwa soli (średnia)
HF	fluorowodorowy (fluorowodorowy)	F-	Fluorki
HCl	Chlorowodorek (chlorowodorek)	Cl-	chlorki
HBr	Bromowodorowy	Br-	Bromki
CZEŚĆ	hydrojodowy	I-	jodki
H2S	Siarkowodór	S2−	Siarczki
H2SO3	siarkawy	SO 3 2 -	siarczyny
H2SO4	siarkowy	SO 4 2 -	siarczany
HNO 2	azotowy	NIE 2 -	Azotyny
HNO3	Azot	NR 3 -	Azotany
H2SiO3	Krzem	SiO 3 2 -	krzemiany
HPO 3	Metafosfor	PO 3 -	Metafosforany
H3PO4	ortofosforowy	PO 4 3 -	Ortofosforany (fosforany)
H4P2O7	Pirofosforowy (dwufosforowy)	P 2 O 7 4 -	Pirofosforany (difosforany)
HMnO 4	mangan	MnO 4 -	Nadmanganiany
H2CrO4	Chrom	CrO 4 2 -	Chromiany
H2Cr2O7	dichrom	Cr 2 O 7 2 -	Dwuchromiany (dwuchromiany)
H 2 SeO 4	selenic	SeO 4 2 −	Selenaty
H3BO3	Bornaja	BO 3 3 -	Ortoboraty
HClO	podchlorawy	ClO-	Podchloryny
HClO 2	Chlorek	ClO 2 -	Chloryny
HClO 3	Chlor	ClO 3 -	Chlorany
HClO 4	Chlorowy	ClO 4 -	Nadchlorany
H2CO3	Węgiel	CO 3 3 -	Węglany
CH3COOH	Octowy	CO 3 COO −	Octany
HCOOH	Mrówkowy	HCOO-	Formaty

W normalnych warunkach kwasami mogą być ciała stałe (H 3 PO 4 , H 3 BO 3 , H 2 SiO 3 ) i ciecze (HNO 3 , H 2 SO 4 , CH 3 COOH). Kwasy te mogą występować zarówno w postaci indywidualnej (w 100%), jak i w postaci rozcieńczonych i stężonych roztworów. Na przykład H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH są znane zarówno pojedynczo, jak iw roztworach.

Szereg kwasów jest znanych tylko w roztworach. Są to wszystkie: hydrohalogenowy (HCl, HBr, HI), siarkowodór H 2 S, cyjanowodorowy (cyjanowodorowy HCN), węglowy H 2 CO 3, siarkowy kwas H 2 SO 3, które są roztworami gazów w wodzie. Na przykład kwas solny jest mieszaniną HCl i H 2 O, węgiel jest mieszaniną CO 2 i H 2 O. Oczywiste jest, że używając wyrażenia „roztwór kwasu solnego" niewłaściwie.

Większość kwasów jest rozpuszczalna w wodzie, kwas krzemowy H 2 SiO 3 jest nierozpuszczalny. Zdecydowana większość kwasów ma budowę molekularną. Przykłady wzorów strukturalnych kwasów:

W większości cząsteczek kwasów zawierających tlen wszystkie atomy wodoru są związane z tlenem. Ale są wyjątki:

Kwasy są klasyfikowane według szeregu cech (tab. 7.2).

Tabela 7.2

Klasyfikacja kwasowa

Znak klasyfikacyjny	Rodzaj kwasu	Przykłady
Liczba jonów wodorowych powstałych podczas całkowitej dysocjacji cząsteczki kwasu	Jednozasadowy	HCl, HNO 3 , CH 3 COOH
	Dwuzasadowy	H 2 SO 4 , H 2 S, H 2 CO 3
	Tribasic	H 3 PO 4 , H 3 AsO 4
Obecność lub brak atomu tlenu w cząsteczce	Zawierające tlen (wodorotlenki kwasowe, kwasy tlenowe)	HNO 2 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 4
	anoksyczny	HF, H2S, HCN
Stopień dysocjacji (siła)	Silne (całkowicie zdysocjowane, silne elektrolity)	HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (różnica), HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7
	Słabe (częściowo zdysocjowane, słabe elektrolity)	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 (stęż.)
Właściwości utleniające	Utleniacze dzięki jonom H + (kwasy warunkowo nieutleniające)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (różnica), H 3 PO 4 , CH 3 COOH
	Utleniacze dzięki anionom (kwasy utleniające)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (stęż.), H 2 Cr 2 O 7
	Środki redukujące aniony	HCl, HBr, HI, H 2 S (ale nie HF)
Stabilność termiczna	Istnieje tylko w rozwiązaniach	H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , HClO, HClO 2
	Łatwo rozkłada się po podgrzaniu	H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3
	Stabilny termicznie	H 2 SO 4 (stęż.), H 3 PO 4

Wszystkie ogólne właściwości chemiczne kwasów wynikają z obecności w ich wodnych roztworach nadmiaru kationów wodoru H + (H 3 O +).

1. Wodne roztwory kwasów pod wpływem nadmiaru jonów H+ zmieniają barwę fioletu i pomarańczy metylowej na czerwony (fenoloftaleina nie zmienia barwy, pozostaje bezbarwna). W wodnym roztworze słabego kwasu węglowego papierek lakmusowy nie jest czerwony, ale różowy, roztwór nad osadem bardzo słabego kwasu krzemowego w ogóle nie zmienia koloru wskaźników.

2. Kwasy oddziałują z zasadowymi tlenkami, zasadami i amfoterycznymi wodorotlenkami, wodzianem amoniaku (patrz rozdz. 6).

Przykład 7.1. Do przeprowadzenia transformacji BaO → BaSO 4 można użyć: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2SO4; d) SO3.

Rozwiązanie. Transformację można przeprowadzić przy użyciu H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 nie reaguje z BaO, a w reakcji BaO z SO 2 powstaje siarczyn baru:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Odpowiedź: 3).

3. Kwasy reagują z amoniakiem i jego wodnymi roztworami tworząc sole amonowe:

HCl + NH3 \u003d NH4Cl - chlorek amonu;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - siarczan amonu.

4. Kwasy nieutleniające z utworzeniem soli i uwolnieniem wodoru reagują z metalami znajdującymi się w rzędzie aktywności do wodoru:

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

2HCl + Zn \u003d ZnCl 2 \u003d H 2

Oddziaływanie kwasów utleniających (HNO 3 , H 2 SO 4 (stęż.)) z metalami jest bardzo specyficzne i jest rozważane w badaniach chemii pierwiastków i ich związków.

5. Kwasy wchodzą w interakcje z solami. Reakcja ma szereg cech:

a) w większości przypadków, gdy silniejszy kwas reaguje z solą słabszego kwasu, powstaje sól słabego kwasu i słaby kwas lub, jak mówią, silniejszy kwas wypiera słabszy. Seria malejącej siły kwasów wygląda tak:

Przykłady trwających reakcji:

2HCl + Na2CO3 \u003d 2NaCl + H2O + CO2

H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓

2CH 3 COOH + K 2 CO 3 \u003d 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2

3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4

Nie wchodzą ze sobą w interakcje, na przykład KCl i H 2 SO 4 (diff), NaNO 3 i H 2 SO 4 (diff), K 2 SO 4 i HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 i H2CO3, CH3COOK i H2CO3;

b) w niektórych przypadkach słabszy kwas wypiera mocniejszy z soli:

CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4

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

Takie reakcje są możliwe, gdy osady powstałych soli nie rozpuszczają się w powstałych rozcieńczonych mocnych kwasach (H2SO4 i HNO3);

c) w przypadku powstania osadów nierozpuszczalnych w mocnych kwasach możliwa jest reakcja mocnego kwasu z solą utworzoną przez inny mocny kwas:

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Przykład 7.2. Wskaż serię, w której podane są wzory substancji reagujących z H 2 SO 4 (diff).

1) Zn, AI 2O 3, KCl (p-p); 3) NaNO3 (p-p), Na2S, NaF;2) Cu(OH)2, K2CO3, Ag; 4) Na2SO3, Mg, Zn (OH) 2.

Rozwiązanie. Wszystkie substancje serii 4 oddziałują z H 2 SO 4 (razb):

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2

Mg + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

W rzędzie 1) reakcja z KCl (p-p) nie jest możliwa, w rzędzie 2) - z Ag, w rzędzie 3) - z NaNO 3 (p-p).

Odpowiedź: 4).

6. Stężony kwas siarkowy zachowuje się bardzo specyficznie w reakcjach z solami. Jest kwasem nielotnym i termicznie stabilnym, dlatego wypiera wszystkie mocne kwasy ze stałych (!) soli, ponieważ są one bardziej lotne niż H 2 SO 4 (stęż.):

KCl (tv) + H2SO4 (stęż.) KHSO4 + HCl

2KCl (tv) + H2SO4 (stęż.) K2SO4 + 2HCl

Sole utworzone przez mocne kwasy (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagują tylko ze stężonym kwasem siarkowym i tylko w stanie stałym

Przykład 7.3. Stężony kwas siarkowy, w przeciwieństwie do rozcieńczonego kwasu siarkowego, reaguje:

3) KNO 3 (telewizja);

Rozwiązanie. Oba kwasy reagują z KF, Na 2 CO 3 i Na 3 PO 4, a tylko H 2 SO 4 (stężony) reaguje z KNO 3 (tv).

Odpowiedź: 3).

Metody otrzymywania kwasów są bardzo zróżnicowane.

Kwasy beztlenowe odbierać:

• rozpuszczając odpowiednie gazy w wodzie:

HCl (g) + H2O (g) → HCl (p-p)

H 2 S (g) + H 2 O (g) → H 2 S (roztwór)

• z soli przez wypieranie silniejszymi lub mniej lotnymi kwasami:

FeS + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 S

KCl (tv) + H2SO4 (stęż.) = KHS04 + HCl

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

kwasy utlenione odbierać:

• rozpuszczając odpowiednie tlenki kwasowe w wodzie, podczas gdy stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego w tlenku i kwasie pozostaje taki sam (wyjątek stanowi NO 2):

N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

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

• utlenianie niemetali kwasami utleniającymi:

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

• poprzez wyparcie mocnego kwasu z soli innego mocnego kwasu (jeśli tworzy się osad nierozpuszczalny w powstałych kwasach):

Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 (razb) \u003d BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• wypieranie lotnego kwasu z jego soli przez mniej lotny kwas.

W tym celu najczęściej stosuje się nielotny, termostabilny stężony kwas siarkowy:

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

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

• zastępując słabszy kwas z jego soli mocniejszym kwasem:

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 ↓

Klasyfikacja substancji nieorganicznych z przykładami związków

Przeanalizujmy teraz bardziej szczegółowo przedstawiony powyżej schemat klasyfikacji.

Jak widać, przede wszystkim wszystkie substancje nieorganiczne dzielą się na prosty oraz złożony:

proste substancje nazywane są substancje utworzone przez atomy tylko jednego pierwiastka chemicznego. Na przykład proste substancje to wodór H 2 , tlen O 2 , żelazo Fe, węgiel C itp.

Wśród substancji prostych są metale, niemetale oraz Gazy szlachetne:

Metale są tworzone przez pierwiastki chemiczne znajdujące się poniżej przekątnej bor-astat, a także przez wszystkie pierwiastki znajdujące się w grupach bocznych.

Gazy szlachetne utworzone przez pierwiastki chemiczne z grupy VIIIA.

niemetale utworzone odpowiednio przez pierwiastki chemiczne znajdujące się powyżej przekątnej bor-astat, z wyjątkiem wszystkich pierwiastków podgrup wtórnych i gazów szlachetnych znajdujących się w grupie VIIIA:

Nazwy prostych substancji najczęściej pokrywają się z nazwami pierwiastków chemicznych, z których powstają atomy. Jednak w przypadku wielu pierwiastków chemicznych zjawisko alotropii jest szeroko rozpowszechnione. Alotropia to zjawisko, w którym jeden pierwiastek chemiczny jest w stanie utworzyć kilka prostych substancji. Na przykład w przypadku pierwiastka chemicznego tlenu możliwe jest istnienie związków molekularnych o wzorach O 2 i O 3 . Pierwsza substancja jest zwykle nazywana tlenem w taki sam sposób, jak pierwiastek chemiczny, którego atomy są tworzone, a druga substancja (O 3) jest zwykle nazywana ozonem. Prosta substancja węgiel może oznaczać dowolną z jego alotropowych modyfikacji, na przykład diament, grafit lub fulereny. Przez prostą substancję fosfor można rozumieć jej modyfikacje alotropowe, takie jak fosfor biały, fosfor czerwony, fosfor czarny.

Substancje złożone

złożone substancje Nazywane są substancje składające się z atomów dwóch lub więcej pierwiastków.

Na przykład złożone substancje to amoniak NH 3, kwas siarkowy H 2 SO 4, wapno gaszone Ca (OH) 2 i niezliczone inne.

Wśród złożonych substancji nieorganicznych wyróżnia się 5 głównych klas, a mianowicie tlenki, zasady, wodorotlenki amfoteryczne, kwasy i sole:

tlenki - złożone substancje utworzone przez dwa pierwiastki chemiczne, z których jednym jest tlen na stopniu utlenienia -2.

Ogólny wzór na tlenki można zapisać jako E x O y, gdzie E jest symbolem pierwiastka chemicznego.

Nomenklatura tlenków

Nazwa tlenku pierwiastka chemicznego opiera się na zasadzie:

Na przykład:

Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (III); CuO, tlenek miedzi(II); N 2 O 5 - tlenek azotu (V)

Często można znaleźć informacje, że wartościowość elementu jest podana w nawiasach, ale tak nie jest. Na przykład stopień utlenienia azotu N 2 O 5 wynosi +5, a wartościowość, co dziwne, wynosi cztery.

Jeśli pierwiastek chemiczny ma pojedynczy dodatni stan utlenienia w związkach, to stan utlenienia nie jest wskazany. Na przykład:

Na 2 O - tlenek sodu; H2O - tlenek wodoru; ZnO to tlenek cynku.

Klasyfikacja tlenków

Tlenki, zgodnie z ich zdolnością do tworzenia soli podczas interakcji z kwasami lub zasadami, dzielą się odpowiednio na solotwórczość oraz niesolący.

Istnieje niewiele tlenków nie tworzących soli, wszystkie z nich są tworzone przez niemetale na stopniu utlenienia +1 i +2. Należy pamiętać o liście tlenków niesolotwórczych: CO, SiO, N 2 O, NO.

Z kolei tlenki tworzące sól dzielą się na Główny, kwaśny oraz amfoteryczny.

Podstawowe tlenki zwane takimi tlenkami, które w interakcji z kwasami (lub tlenkami kwasowymi) tworzą sole. Do głównych tlenków należą tlenki metali na stopniu utlenienia +1 i +2, z wyjątkiem tlenków BeO, ZnO, SnO, PbO.

Tlenki kwasowe zwane takimi tlenkami, które w interakcji z zasadami (lub podstawowymi tlenkami) tworzą sole. Tlenki kwasowe to prawie wszystkie tlenki niemetali z wyjątkiem niesolotwórczego CO, NO, N 2 O, SiO, a także wszystkich tlenków metali na wysokich stopniach utlenienia (+5, +6 i +7).

tlenki amfoteryczne zwane tlenkami, które mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami, a w wyniku tych reakcji tworzą sole. Takie tlenki mają charakter dualny kwasowo-zasadowy, to znaczy mogą wykazywać właściwości zarówno tlenków kwasowych, jak i zasadowych. Tlenki amfoteryczne obejmują tlenki metali na stopniach utlenienia +3, +4 oraz, wyjątkowo, tlenki BeO, ZnO, SnO, PbO.

Niektóre metale mogą tworzyć wszystkie trzy rodzaje tlenków tworzących sól. Na przykład chrom tworzy zasadowy tlenek CrO, amfoteryczny tlenek Cr2O3 i kwaśny tlenek CrO3.

Jak widać, właściwości kwasowo-zasadowe tlenków metali zależą bezpośrednio od stopnia utlenienia metalu w tlenku: im wyższy stopień utlenienia, tym wyraźniejsze są właściwości kwasowe.

Podwaliny

Podwaliny - związki o wzorze postaci Me (OH) x, gdzie x najczęściej równy 1 lub 2.

Klasyfikacja podstawowa

Zasady są klasyfikowane według liczby grup hydroksylowych w jednej jednostce strukturalnej.

Bazy z jedną grupą hydrokso, tj. typ MeOH, zwany pojedyncze zasady kwasowe z dwiema grupami hydrokso, tj. odpowiednio typu Me(OH) 2 , dikwas itp.

Ponadto zasady dzielą się na rozpuszczalne (alkaliczne) i nierozpuszczalne.

Do alkaliów należą wyłącznie wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych oraz wodorotlenek talu TlOH.

Nomenklatura podstawowa

Nazwa fundacji budowana jest zgodnie z następującą zasadą:

Na przykład:

Fe (OH) 2 - wodorotlenek żelaza (II),

Cu (OH) 2 - wodorotlenek miedzi (II).

W przypadkach, gdy metal w złożonych substancjach ma stały stopień utlenienia, nie jest wymagane jego wskazywanie. Na przykład:

NaOH - wodorotlenek sodu,

Ca (OH) 2 - wodorotlenek wapnia itp.

kwasy

kwasy - złożone substancje, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Ogólny wzór kwasów można zapisać jako H x A, gdzie H to atomy wodoru, które można zastąpić metalem, a A oznacza resztę kwasową.

Na przykład kwasy obejmują związki takie jak H2SO4, HCl, HNO3, HNO2 itp.

Klasyfikacja kwasowa

W zależności od liczby atomów wodoru, które można zastąpić metalem, kwasy dzielą się na:

- o kwasy jednozasadowe: HF, HC1, HBr, HI, HNO3;

- d kwasy octowe: H2SO4, H2SO3, H2CO3;

- t kwasy rezasadowe: H3PO4, H3BO3.

Należy zauważyć, że liczba atomów wodoru w przypadku kwasów organicznych najczęściej nie odzwierciedla ich zasadowości. Na przykład kwas octowy o wzorze CH3COOH, pomimo obecności w cząsteczce 4 atomów wodoru, nie jest czterozasadowy, ale jednozasadowy. O zasadowości kwasów organicznych decyduje liczba grup karboksylowych (-COOH) w cząsteczce.

Ponadto, w zależności od obecności tlenu w cząsteczkach kwasu, dzieli się je na beztlenowe (HF, HCl, HBr itp.) I zawierające tlen (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 itp.). Nazywane są również kwasy utlenione kwasy okso.

Możesz przeczytać więcej o klasyfikacji kwasów.

Nomenklatura kwasów i reszt kwasowych

Należy zapoznać się z poniższą listą nazw i wzorów kwasów i reszt kwasowych.

W niektórych przypadkach kilka poniższych zasad może ułatwić zapamiętywanie.

Jak widać z powyższej tabeli, konstrukcja systematycznych nazw kwasów beztlenowych wygląda następująco:

Na przykład:

HF, kwas fluorowodorowy;

HCl, kwas solny;

H 2 S - kwas wodorosiarczkowy.

Nazwy reszt kwasowych kwasów beztlenowych budowane są zgodnie z zasadą:

Na przykład Cl - - chlorek, Br - - bromek.

Nazwy kwasów zawierających tlen uzyskuje się przez dodanie różnych przyrostków i końcówek do nazwy pierwiastka kwasotwórczego. Na przykład, jeśli pierwiastek kwasotwórczy w kwasie zawierającym tlen ma najwyższy stopień utlenienia, to nazwa takiego kwasu jest konstruowana w następujący sposób:

Na przykład kwas siarkowy H 2 S +6 O 4, kwas chromowy H 2 Cr + 6 O 4.

Wszystkie kwasy zawierające tlen można również zaklasyfikować jako wodorotlenki kwasowe, ponieważ w ich cząsteczkach znajdują się grupy hydroksylowe (OH). Można to zobaczyć na przykład z następujących wzorów graficznych niektórych kwasów zawierających tlen:

Tak więc kwas siarkowy można inaczej nazwać wodorotlenkiem siarki (VI), kwasem azotowym - wodorotlenkiem azotu (V), kwasem fosforowym - wodorotlenkiem fosforu (V) itp. Liczba w nawiasie oznacza stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego. Dla wielu taki wariant nazw kwasów zawierających tlen może wydawać się niezwykle nietypowy, ale czasami takie nazwy można znaleźć w prawdziwych KIM-ach Unified State Examination w chemii w zadaniach do klasyfikacji substancji nieorganicznych.

Wodorotlenki amfoteryczne

Wodorotlenki amfoteryczne - wodorotlenki metali wykazujące dwojaki charakter tj. w stanie wykazywać zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad.

Amfoteryczne to wodorotlenki metali na stopniach utlenienia +3 i +4 (a także tlenki).

Również związki Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2 i Pb (OH) 2 są uwzględnione jako wyjątki od amfoterycznych wodorotlenków, pomimo stopnia utlenienia zawartego w nich metalu +2.

W przypadku amfoterycznych wodorotlenków metali trój- i czterowartościowych możliwe jest istnienie form orto i meta, różniących się od siebie jedną cząsteczką wody. Na przykład wodorotlenek glinu (III) może występować w postaci orto Al(OH) 3 lub w postaci meta AlO(OH) (metawodorotlenek).

Ponieważ, jak już wspomniano, wodorotlenki amfoteryczne wykazują zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad, ich wzór i nazwę można również zapisać inaczej: albo jako zasada, albo jako kwas. Na przykład:

Sól

Na przykład sole obejmują związki takie jak KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3 itp.

Powyższa definicja opisuje skład większości soli, jednak są sole, które do niej nie należą. Na przykład zamiast kationów metali sól może zawierać kationy amonowe lub ich organiczne pochodne. Tych. sole obejmują związki takie jak np. (NH 4) 2 SO 4 (siarczan amonu), + Cl - (chlorek metyloamoniowy) itp.

Klasyfikacja soli

Z drugiej strony sole można uznać za produkty podstawienia kationów wodorowych H+ w kwasie na inne kationy lub jako produkty podstawienia jonów wodorotlenkowych w zasadach (lub wodorotlenkach amfoterycznych) na inne aniony.

Przy całkowitym zastąpieniu tzw średni lub normalna Sól. Na przykład przy całkowitym zastąpieniu kationów wodorowych w kwasie siarkowym kationami sodu powstaje średnia (normalna) sól Na 2 SO 4, a przy całkowitym zastąpieniu jonów wodorotlenowych w zasadzie Ca (OH) 2 resztami kwasowymi, Jony azotanowe tworzą średnią (normalną) sól Ca(NO3)2.

Sole otrzymane przez niecałkowite zastąpienie kationów wodorowych w dwuzasadowym (lub więcej) kwasie kationami metali nazywane są solami kwasowymi. Tak więc, przy niecałkowitym zastąpieniu kationów wodorowych w kwasie siarkowym kationami sodu, powstaje sól kwasowa NaHSO4.

Sole, które powstają w wyniku niecałkowitego podstawienia jonów wodorotlenkowych w dwukwasowych (lub więcej) zasadach, nazywane są podstawowymi o sole. Na przykład, przy niepełnym zastąpieniu jonów wodorotlenowych w zasadzie Ca (OH) 2 jonami azotanowymi, zasada o czysta sól Ca(OH)NO 3 .

Nazywa się sole składające się z kationów dwóch różnych metali i anionów reszt kwasowych tylko jednego kwasu sole podwójne. Na przykład podwójne sole to KNaCO 3 , KMgCl 3 itp.

Jeśli sól jest utworzona przez jeden rodzaj kationu i dwa rodzaje reszt kwasowych, takie sole nazywa się mieszanymi. Na przykład mieszane sole to związki Ca(OCl)Cl, CuBrCl, itp.

Istnieją sole, które nie mieszczą się w definicji soli jako produkty podstawienia kationów wodorowych w kwasach na kationy metali lub produkty podstawienia jonów wodorotlenkowych w zasadach na aniony reszt kwasowych. Są to sole złożone. Tak więc, na przykład, sole złożone to tetrahydroksozynian sodu i tetrahydroksoglinian odpowiednio o wzorach Na2 i Na. Rozpoznaj sole złożone m.in. najczęściej po obecności nawiasów kwadratowych w formule. Należy jednak rozumieć, że aby substancja mogła być zaklasyfikowana jako sól, jej skład musi zawierać dowolne kationy, z wyjątkiem (lub zamiast) H+, a z anionów muszą być jakiekolwiek aniony oprócz (lub zamiast) OH -. Na przykład związek H2 nie należy do klasy soli złożonych, ponieważ tylko kationy wodorowe H+ są obecne w roztworze podczas jego dysocjacji od kationów. W zależności od rodzaju dysocjacji substancję tę należy raczej zaliczyć do beztlenowego kwasu złożonego. Podobnie związek OH nie należy do soli, ponieważ związek ten składa się z kationów + i jonów wodorotlenowych OH - tj. należy to uznać za złożoną podstawę.

Nomenklatura soli

Nomenklatura soli średnich i kwaśnych

Nazwa średnich i kwaśnych soli opiera się na zasadzie:

Jeżeli stopień utlenienia metalu w złożonych substancjach jest stały, to nie jest to wskazane.

Nazwy reszt kwasowych podano powyżej przy rozpatrywaniu nomenklatury kwasów.

Na przykład,

Na2SO4 - siarczan sodu;

NaHSO 4 - wodorosiarczan sodu;

CaCO 3 - węglan wapnia;

Ca (HCO 3) 2 - wodorowęglan wapnia itp.

Nomenklatura soli zasadowych

Nazwy głównych soli budowane są zgodnie z zasadą:

Na przykład:

(CuOH) 2 CO 3 - wodorowęglan miedzi (II);

Fe (OH) 2 NO 3 - dihydroksonitan żelaza (III).

Nomenklatura soli złożonych

Nomenklatura związków złożonych jest znacznie bardziej skomplikowana, a dla zdanie egzaminu Nie musisz dużo wiedzieć o nomenklaturze soli złożonych.

Należy umieć wymienić sole złożone otrzymane przez oddziaływanie roztworów alkalicznych z amfoterycznymi wodorotlenkami. Na przykład:

*Te same kolory w formule i nazwie wskazują na odpowiadające im elementy formuły i nazwy.

Potoczne nazwy substancji nieorganicznych

Przez nazwy trywialne rozumie się nazwy substancji niezwiązanych lub słabo związanych z ich składem i strukturą. Z reguły należy się też trywialne nazwy przyczyny historyczne albo fizyczny, albo właściwości chemiczne dane połączenia.

Lista trywialnych nazw substancji nieorganicznych, które musisz znać:

Na 3	kriolit
SiO2	kwarc, krzemionka
FeS 2	piryt, piryt żelazny
CaSO 4 ∙2H 2 O	gips
CaC2	węglik wapnia
Al 4 C 3	węglik glinu
KOH	potaż żrący
NaOH	soda kaustyczna, soda kaustyczna
H2O2	nadtlenek wodoru
CuSO4 ∙5H2O	niebieski witriol
NH4Cl	amoniak
CaCO3	kreda, marmur, wapień
N2O	gaz rozweselający
NIE 2	brązowy gaz
NaHCO3	żywność (picie) soda
Fe 3 O 4	tlenek żelaza
NH3∙H2O (NH4OH)	amoniak
WSPÓŁ	tlenek węgla
CO2	dwutlenek węgla
SiC	karborund (węglik krzemu)
PH 3	fosfina
NH3	amoniak
KClO 3	sól berthollet (chloran potasu)
(CuOH) 2 CO 3	malachit
CaO	niegaszone wapno
Ca(OH)2	wapno gaszone
przezroczysty wodny roztwór Ca(OH) 2	woda limonkowa
zawiesina stałego Ca (OH) 2 w roztworze wodnym	mleko limonkowe
K2CO3	potaż
Na2CO3	soda kalcynowana
Na2CO3 ∙10H2O	soda krystaliczna
MgO	magnezja

kwasy- substancje złożone składające się z jednego lub więcej atomów wodoru, które można zastąpić atomami metali, oraz reszt kwasowych.

Klasyfikacja kwasowa

1. Według liczby atomów wodoru: liczba atomów wodoru ( n ) określa zasadowość kwasów:

n= 1 pojedyncza podstawa

n= 2 dwuzasadowe

n= 3 trójpodstawowe

2. Według składu:

a) Tabela kwasów zawierających tlen, pozostałości kwasowych i odpowiednich tlenków kwasowych:

Kwas (H n A)	Pozostałość kwasowa (A)	Odpowiedni tlenek kwasowy
H 2 SO 4 siarkowy	Siarczan SO 4 (II)	Tlenek siarki SO 3 (VI)
azotan HNO 3	azotan NO 3 (I)	tlenek azotu N 2 O 5 (V)
HMnO 4 mangan	Nadmanganian MnO 4 (I)	Mn2O7 tlenek manganu ( VII)
siarkowy H 2 SO 3	SO 3 (II) siarczyn	Tlenek siarki SO 2 (IV)
H 3 PO 4 ortofosfor	PO 4 (III) ortofosforan	P 2 O 5 tlenek fosforu (V)
HNO 2 azotowy	NO 2 (I) azotyn	tlenek azotu N 2 O 3 (III)
Węgiel H 2 CO 3	Węglan CO 3 (II)	CO2 tlenek węgla ( IV)
Krzem H 2 SiO 3	Krzemian SiO 3 (II)	SiO 2 tlenek krzemu (IV)
HClO podchlorawy	podchloryn С10(I)	Cl 2 O tlenek chloru (I)
Chlorek HClO 2	Сlo 2 (I) chloryt	C l 2 O 3 tlenek chloru (III)
Chlorowodorek HClO 3	Chloran ClO 3 (I)	C l 2 O 5 tlenek chloru (V)
Chlorek HClO 4	Nadchloran ClO 4 (I)	С l 2 O 7 tlenek chloru (VII)

b) Tabela kwasów beztlenowych

Kwas (N n A)	Pozostałość kwasowa (A)
HCl chlorowodorek, chlorowodorek	chlorek Cl(I)
siarkowodór H 2 S	S(II) siarczek
bromowodorek HBr	bromek Br(I)
HI jodowodorek	I(I) jodek
HF fluorowodorowy, fluorowodorowy	F(I) fluorek

Właściwości fizyczne kwasów

Wiele kwasów, takich jak siarkowy, azotowy, chlorowodorowy, to ciecze bezbarwne. znane są również kwasy stałe: ortofosforowy, metafosforowy HPO 3 , borowy H 3 BO 3 . Prawie wszystkie kwasy są rozpuszczalne w wodzie. Przykładem nierozpuszczalnego kwasu jest krzem H2SiO3 . Roztwory kwasowe mają kwaśny smak. Na przykład wiele owoców nadaje kwaśny smak zawartym w nich kwasom. Stąd nazwy kwasów: cytrynowy, jabłkowy itp.

Metody otrzymywania kwasów

niedotleniony	zawierające tlen
HCl, HBr, HI, HF, H2S	HNO 3 , H 2 SO 4 i inne
OTRZYMUJĄCY
1. Bezpośrednie oddziaływanie niemetali H2 + Cl2 \u003d 2 HCl	1. Tlenek kwasowy + woda = kwas SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
2. Wymień reakcję między solą a mniej lotnym kwasem 2 NaCl (tv.) + H2SO4 (stęż.) \u003d Na2SO4 + 2HCl

Właściwości chemiczne kwasów

1. Zmień kolor wskaźników

Nazwa wskaźnika	Środowisko neutralne	środowisko kwaśne
Lakmus	Fioletowy	Czerwony
Fenoloftaleina	Bezbarwny	Bezbarwny
Oranż metylowy	Pomarańczowy	Czerwony
Uniwersalny papier wskaźnikowy	Pomarańczowy	Czerwony

2. Reaguj z metalami w serii aktywności do H 2

(bez HNO 3 -Kwas azotowy)

Wideo „Interakcja kwasów z metalami”

Ja + KWAS \u003d SÓL + H 2 (s. zastępstwo)

Zn + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

3. Z podstawowymi (amfoterycznymi) tlenkami – tlenki metali

Wideo „Oddziaływanie tlenków metali z kwasami”

Me x O y + KWAS \u003d SÓL + H 2 O (str. wymiana)

4. Reaguj z zasadami – Reakcja neutralizacji

KWAS + PODSTAWA = SÓL + H 2 O (str. wymiana)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

5. Reaguj z solami słabych, lotnych kwasów - jeśli tworzy się kwas, który wytrąca się lub uwalnia się gaz:

2 NaCl (tv.) + H2SO4 (stęż.) \u003d Na2SO4 + 2HCl ( R . Wymieniać się )

Wideo „Interakcja kwasów z solami”

6. Rozkład kwasów zawierających tlen po podgrzaniu

(bez H 2 WIĘC 4 ; H 3 PO 4 )

KWAS = TLENEK KWASU + WODA (p. rozkład)

Pamiętać!Kwasy niestabilne (węglowe i siarkowe) - rozkładają się na gaz i wodę:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Kwas siarkowy w produktach uwolniony jako gaz:

CaS + 2HCl \u003d H 2 S+ CaCl2

ZADANIA WZMOCNIENIA

Nr 1. Rozmieść w tabeli wzory chemiczne kwasów. Nadaj im imiona:

LiOH , Mn 2 O 7 , CaO , Na 3 PO 4 , H 2 S , MnO , Fe (OH ) 3 , Cr 2 O 3 , HI , HClO 4 , HBr , CaCl 2 , Na 2 O , HCl , H 2 SO 4 , HNO 3 , HMnO 4 , Ca (OH ) 2 , SiO 2 , Kwasy

Bes-sour-

rodzinny

Zawierający tlen

rozpuszczalny

nierozpuszczalny

jeden-

Główny

dwurdzeniowy

trójpodstawowy

nr 2. Napisz równania reakcji:

Ca+HCl

Na + H2SO4

Al + H2S

Ca + H 3 PO 4
Nazwij produkty reakcji.

Numer 3. Wykonaj równania reakcji, nazwij produkty:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

Nr 4. Uzupełnij równania reakcji dla interakcji kwasów z zasadami i solami:

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH) 2 + H 2 S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na2SiO3

H 2 SO 4 + K 2 CO 3

HNO 3 + CaCO 3

Nazwij produkty reakcji.

SYMULATORY

Trener numer 1. „Wzory i nazwy kwasów”

Trener numer 2. „Korespondencja: formuła kwasowa – formuła tlenkowa”

Środki ostrożności - pierwsza pomoc w kontakcie skóry z kwasami

Bezpieczeństwo -

Nazywa się substancje, które dysocjują w roztworach, tworząc jony wodorowe.

Kwasy są klasyfikowane według ich mocy, zasadowości oraz obecności lub braku tlenu w składzie kwasu.

Siłąkwasy dzielą się na mocne i słabe. Najważniejsze silne kwasy to azot HNO 3 , siarkowy H 2 SO 4 i solny HCl .

przez obecność tlenu rozróżnić kwasy zawierające tlen ( HNO3, H3PO4 itp.) i kwasy beztlenowe ( HCl, H2S, HCN, itd.).

Według zasadowości, tj. w zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, które można zastąpić atomami metalu, tworząc sól, kwasy dzielą się na jednozasadowe (np. HNO 3, HCl), dwuzasadowy (H 2 S, H 2 SO 4), trójzasadowy (H 3 PO 4) itp.

Nazwy kwasów beztlenowych pochodzą od nazwy niemetalu z dodatkiem końcówki -wodór: HCl - kwas chlorowodorowy, H2S e - kwas hydroselenowy, HCN - kwas cyjanowodorowy.

Nazwy kwasów zawierających tlen powstają również z rosyjskiej nazwy odpowiedniego pierwiastka z dodatkiem słowa „kwas”. Jednocześnie nazwa kwasu, w którym pierwiastek znajduje się w najwyższym stopniu utlenienia, kończy się np. na „naya” lub „ova”, H2SO4 - Kwas siarkowy, HClO 4 - kwas nadchlorowy, H 3 AsO 4 - kwas arsenowy. Wraz ze spadkiem stopnia utlenienia pierwiastka kwasotwórczego zakończenia zmieniają się w następującej kolejności: „owalny” ( HClO 3 - kwas chlorowy), „czysty” ( HClO 2 - kwas chlorowy), "chwiejny" ( HO Cl - kwas podchlorawy). Jeśli pierwiastek tworzy kwasy, będąc tylko na dwóch stopniach utlenienia, to nazwa kwasu odpowiadająca najniższemu stopniowi utlenienia pierwiastka otrzymuje końcówkę „czysty” ( HNO3 - kwas azotowy, HNO 2 - kwas azotowy).

Tabela - Najważniejsze kwasy i ich sole

Kwas		Nazwy odpowiednich normalnych soli
Nazwa	Formuła
Azot	HNO3	Azotany
azotowy	HNO 2	Azotyny
Borowy (ortoboryczny)	H3BO3	Borany (ortoborany)
Bromowodorowy		Bromki
jodowodoru		jodki
Krzem	H2SiO3	krzemiany
mangan	HMnO 4	Nadmanganiany
Metafosfor	HPO 3	Metafosforany
Arsen	H 3 AsO 4	Arsenaty
Arsen	H 3 AsO 3	Arsenici
ortofosforowy	H3PO4	Ortofosforany (fosforany)
Difosfor (pirofosfor)	H4P2O7	Difosforany (pirofosforany)
dichrom	H2Cr2O7	Dichromiany
siarkowy	H2SO4	siarczany
siarkawy	H2SO3	siarczyny
Węgiel	H2CO3	Węglany
Fosfor	H3PO3	fosforyny
fluorowodorowy (fluorowodorowy)		Fluorki
Chlorowodorek (chlorowodorek)		chlorki
Chlorowy	HClO 4	Nadchlorany
Chlor	HClO 3	Chlorany
podchlorawy	HClO	Podchloryny
Chrom	H2CrO4	Chromiany
Cyjanowodór (cyjanowodór)		cyjanki

Pozyskiwanie kwasów

1. Kwasy beztlenowe można otrzymać przez bezpośrednie połączenie niemetali z wodorem:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Kwasy zawierające tlen można często otrzymać przez bezpośrednie połączenie tlenków kwasowych z wodą:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4,

CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3,

P 2 O 5 + H 2 O \u003d 2 HPO 3.

3. Zarówno kwasy beztlenowe, jak i zawierające tlen można otrzymać przez reakcje wymiany między solami a innymi kwasami:

BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. W niektórych przypadkach do uzyskania kwasów można wykorzystać reakcje redoks:

H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4,

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

Właściwości chemiczne kwasów

1. Najbardziej charakterystyczną właściwością chemiczną kwasów jest ich zdolność do reagowania z zasadami (a także z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi) w celu tworzenia soli, np.:

H2SO4 + 2NaOH \u003d Na2SO4 + 2H2O,

2HNO 3 + FeO \u003d Fe (NO 3) 2 + H 2 O,

2 HCl + ZnO \u003d ZnCl2 + H2O.

2. Zdolność do oddziaływania z niektórymi metalami w szeregu napięć do wodoru, z uwolnieniem wodoru:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2,

2Al + 6HCl \u003d 2AlCl3 + 3H 2.

3. W przypadku soli, jeśli powstaje słabo rozpuszczalna sól lub substancja lotna:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na2CO3 \u003d 2NaCl + H2O + CO2,

2KHCO3 + H2SO4 \u003d K2SO4 + 2SO2+ 2H2O.

Należy zauważyć, że kwasy wielozasadowe dysocjują etapami, a łatwość dysocjacji w każdym z etapów zmniejsza się, dlatego w przypadku kwasów wielozasadowych zamiast soli średnich często tworzą się sole kwasowe (w przypadku nadmiaru kwasu reagującego):

Na 2 S + H 3 PO 4 \u003d Na 2 HPO 4 + H 2 S,

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O.

4. Szczególnym przypadkiem oddziaływania kwasowo-zasadowego jest reakcja kwasów ze wskaźnikami, prowadząca do zmiany koloru, od dawna stosowana do jakościowego wykrywania kwasów w roztworach. Tak więc lakmus zmienia kolor w środowisku kwaśnym na czerwony.

5. Po podgrzaniu kwasy zawierające tlen rozkładają się na tlenek i wodę (najlepiej w obecności środka usuwającego wodę P2O5):

H 2 SO 4 \u003d H 2 O + SO 3,

H 2 SiO 3 \u003d H 2 O + SiO 2.

Śr. Andryukhova, L.N. Borodin

kwasy- elektrolity, podczas których dysocjacji powstają tylko jony H+ z jonów dodatnich:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -;

CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -.

Wszystkie kwasy są klasyfikowane jako nieorganiczne i organiczne (karboksylowe), które również mają swoje własne (wewnętrzne) klasyfikacje.

W normalnych warunkach znaczna ilość kwasów nieorganicznych występuje w stanie ciekłym, a część w stanie stałym (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Kwasy organiczne zawierające do 3 atomów węgla są łatwo mobilnymi, bezbarwnymi cieczami o charakterystycznym ostrym zapachu; kwasy o 4-9 atomach węgla to oleiste ciecze o nieprzyjemnym zapachu, a kwasy o dużej liczbie atomów węgla to ciała stałe nierozpuszczalne w wodzie.

Wzory chemiczne kwasów

Rozważ wzory chemiczne kwasów na przykładzie kilku przedstawicieli (zarówno nieorganicznych, jak i organicznych): kwas solny -HCl, kwas siarkowy - H 2 SO 4, kwas fosforowy - H 3 PO 4, kwas octowy - CH 3 COOH i kwas benzoesowy - C6H5COOH. Wzór chemiczny pokazuje skład jakościowy i ilościowy cząsteczki (ile i które atomy są zawarte w danym związku) Za pomocą wzoru chemicznego można obliczyć masę cząsteczkową kwasów (Ar (H) \u003d 1 amu, Ar ( Cl) \u003d 35,5 rano), Ar(P) = 31 rano, Ar(O) = 16 rano, Ar(S) = 32 rano, Ar(C) = 12 rano):

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Mr(H2SO4) = 2xAr(H) + Ar(S) + 4xAr(O);

Pan(H 2 SO 4) \u003d 2 × 1 + 32 + 4 × 16 \u003d 2 + 32 + 64 \u003d 98.

Mr(H3PO4) = 3xAr(H) + Ar(P) + 4xAr(O);

Pan(H 3 PO 4) \u003d 3 × 1 + 31 + 4 × 16 \u003d 3 + 31 + 64 \u003d 98.

Mr(CH3COOH) = 3xAr(C) + 4xAr(H) + 2xAr(O);

Mr(CH 3 COOH) = 3x12 + 4x1 + 2x16 = 36 + 4 + 32 = 72.

Mr(C6H5COOH) = 7xAr(C) + 6xAr(H) + 2xAr(O);

Mr(C6H5COOH) = 7x12 + 6x1 + 2x16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Wzory strukturalne (graficzne) kwasów

Strukturalna (graficzna) formuła substancji jest bardziej wizualna. Pokazuje, jak atomy są połączone ze sobą w cząsteczce. Wskażmy wzory strukturalne każdego z powyższych związków:

Ryż. 1. Wzór strukturalny kwasu solnego.

Ryż. 2. Wzór strukturalny kwasu siarkowego.

Ryż. 3. Wzór strukturalny kwasu fosforowego.

Ryż. 4. Wzór strukturalny kwasu octowego.

Ryż. 5. Wzór strukturalny kwasu benzoesowego.

Formuły jonowe

Wszystkie kwasy nieorganiczne są elektrolitami, tj. zdolny do dysocjacji w roztworze wodnym na jony:

HC1 H++ Cl-;

H2SO4 2H++ + SO4 2-;

H 3 PO 4 3H + + PO 4 3-.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Ćwiczenie	Przy całkowitym spaleniu 6 g materii organicznej powstało 8,8 g tlenku węgla (IV) i 3,6 g wody. Określ wzór cząsteczkowy spalonej substancji, jeśli wiadomo, że jej masa molowa wynosi 180 g/mol.
Rozwiązanie	Zróbmy schemat reakcji spalania związek organiczny oznaczające liczbę atomów węgla, wodoru i tlenu odpowiednio jako „x”, „y” i „z”: CxHyOz + Oz →CO2 + H2O. Określmy masy pierwiastków tworzących tę substancję. Wartości względnych mas atomowych zaczerpnięte z układu okresowego D.I. Mendelejew, zaokrąglony do liczb całkowitych: Ar(C) = 12 rano, Ar(H) = 1 rano, Ar(O) = 16 rano. m(C) = n(C)xM(C) = n(CO2)xM(C) =xM(C); m(H) = n(H)xM(H) = 2xn(H2O)xM(H) =xM(H); Oblicz masy molowe dwutlenku węgla i wody. Jak wiadomo, masa molowa cząsteczki jest równa sumie względnych mas atomowych atomów tworzących cząsteczkę (M = Mr): M(CO2) \u003d Ar (C) + 2 × Ar (O) \u003d 12+ 2 × 16 \u003d 12 + 32 \u003d 44 g / mol; M(H 2 O) \u003d 2 × Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 × 1 + 16 \u003d 2 + 16 \u003d 18 g / mol. m(C)=x12=2,4 g; m (H) \u003d 2 × 3,6 / 18 × 1 \u003d 0,4 g. m(O) \u003d m (C x H y O z) - m (C) - m (H) \u003d 6 - 2,4 - 0,4 \u003d 3,2 g. Zdefiniujmy wzór chemiczny związku: 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. Oznacza najprostsza formuła związki CH2O i masie molowej 30 g/mol. Aby znaleźć prawdziwą formułę związku organicznego, znajdujemy stosunek rzeczywistych mas molowych do uzyskanych: Substancja M / M (CH 2 O) \u003d 180 / 30 \u003d 6. Oznacza to, że indeksy atomów węgla, wodoru i tlenu powinny być 6 razy wyższe, tj. formuła substancji będzie wyglądać jak C 6 H 12 O 6. Czy to glukoza czy fruktoza.
Odpowiadać	C6H12O6

PRZYKŁAD 2

Ćwiczenie	Wyprowadź najprostszy wzór związku, w którym udział masowy fosforu wynosi 43,66%, a udział masowy tlenu wynosi 56,34%.
Rozwiązanie	Udział masowy pierwiastka X w cząsteczce o składzie HX oblicza się z następujący wzór: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Oznaczmy liczbę atomów fosforu w cząsteczce jako „x”, a liczbę atomów tlenu jako „y” Znajdźmy odpowiednie względne masy atomowe pierwiastków fosforu i tlenu (wartości względnych mas atomowych zaczerpnięte z układu okresowego D.I. Mendelejewa zostaną zaokrąglone do liczb całkowitych). Ar(P) = 31; Ar(O) = 16. Procent pierwiastków dzielimy przez odpowiednie względne masy atomowe. W ten sposób znajdziemy zależność między liczbą atomów w cząsteczce związku: x:y = (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. Oznacza to, że najprostszy wzór na połączenie fosforu i tlenu ma postać P 2 O 5. Jest to tlenek fosforu(V).
Odpowiadać	P2O5