7. Kyseliny. Soľ. Vzťah medzi triedami anorganických látok

7.1. kyseliny

Kyseliny sú elektrolyty, pri ktorých disociácii vznikajú iba vodíkové katióny H + ako kladne nabité ióny (presnejšie hydróniové ióny H 3 O +).

Iná definícia: kyseliny sú komplexné látky pozostávajúce z atómu vodíka a zvyškov kyselín (tabuľka 7.1).

Tabuľka 7.1

Vzorce a názvy niektorých kyselín, zvyškov kyselín a solí

Kyslý vzorec	Názov kyseliny	Zvyšok kyseliny (anión)	Názov solí (stredný)
HF	fluorovodíková (fluorovodíková)	F-	Fluoridy
HCl	chlorovodíková (chlorovodíková)	Cl-	chloridy
HBr	bromovodíkový	Br-	Bromides
AHOJ	Hydrojodický	ja-	jodidy
H 2 S	Sírovodík	S2−	Sulfidy
H2SO3	sírové	SO 3 2 -	Sulfity
H2SO4	sírový	SO 4 2 -	sírany
HNO 2	dusíkaté	NIE 2 -	Dusitany
HNO3	Dusík	NIE 3 -	Dusičnany
H2Si03	kremík	SiO 3 2 -	silikáty
HPO 3	Metafosforečné	PO 3 -	Metafosfáty
H3PO4	ortofosforečnej	PO 4 3 -	Ortofosfáty (fosfáty)
H4P2O7	Pyrofosforečné (dvojfosforečné)	P 2 O 7 4 -	Pyrofosfáty (difosfáty)
HMnO 4	mangán	MnO 4 -	Manganistan
H2CrO4	Chrome	CrO 4 2 -	Chromáty
H2Cr207	dichróm	Cr 2 O 7 2 -	Dichrómany (bichromáty)
H2Se04	Selenic	Se042 -	selenáty
H3BO3	Bornaya	BO 3 3 -	Ortoboráty
HClO	chlórna	ClO-	Chlórnany
HCl02	Chlorid	ClO 2 -	Chloritany
HCl03	Chlór	ClO 3 -	Chlorečnany
HCl04	Chloric	ClO 4 -	Chloristany
H2CO3	Uhlie	CO 3 3 -	Uhličitany
CH3COOH	octová	CH 3 COO −	Acetáty
HCOOH	Formický	HCOO-	Formáty

Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) a kvapaliny (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Tieto kyseliny môžu existovať ako v individuálnej (100% forme), tak aj vo forme zriedených a koncentrovaných roztokov. Napríklad H2SO4, HN03, H3P04, CH3COOH sú známe jednotlivo aj v roztokoch.

Mnohé kyseliny sú známe len v roztokoch. Všetky sú to halogenovodíkové (HCl, HBr, HI), sírovodík H 2 S, kyanovodíkové (hydrokyano HCN), uhoľné H 2 CO 3, sírnatá H 2 SO 3 kyselina, čo sú roztoky plynov vo vode. Napríklad kyselina chlorovodíková je zmes HCl a H 2 O, uhlie je zmes CO 2 a H 2 O. Je zrejmé, že použitím výrazu „roztok kyseliny chlorovodíkovej" nesprávne.

Väčšina kyselín je rozpustná vo vode, kyselina kremičitá H 2 SiO 3 je nerozpustná. Prevažná väčšina kyselín má molekulárnu štruktúru. Príklady štruktúrnych vzorcov kyselín:

Vo väčšine molekúl kyseliny obsahujúcich kyslík sú všetky atómy vodíka viazané na kyslík. Ale existujú výnimky:

Kyseliny sa klasifikujú podľa viacerých znakov (tabuľka 7.2).

Tabuľka 7.2

Klasifikácia kyselín

Klasifikačný znak	Kyslý typ	Príklady
Počet vodíkových iónov vytvorených počas úplnej disociácie molekuly kyseliny	Monobázický	HCl, HN03, CH3COOH
	Dibasic	H2S04, H2S, H2C03
	Tribasic	H3P04, H3As04
Prítomnosť alebo neprítomnosť atómu kyslíka v molekule	Obsahujúce kyslík (hydroxidy kyselín, oxokyseliny)	HN02, H2Si03, H2S04
	Anoxický	HF, H2S, HCN
Stupeň disociácie (sila)	Silné (úplne disociované, silné elektrolyty)	HCl, HBr, HI, H2S04 (rozdiel), HN03, HCl03, HCl04, HMn04, H2Cr207
	Slabé (čiastočne disociované, slabé elektrolyty)	HF, HN02, H2S03, HCOOH, CH3COOH, H2Si03, H2S, HCN, H3P04, H3P03, HClO, HCl02, H2CO3, H3BO 3, H2S04 (konc)
Oxidačné vlastnosti	Oxidačné činidlá spôsobené iónmi H + (podmienečne neoxidačné kyseliny)	HCl, HBr, HI, HF, H2S04 (rozdiel), H3P04, CH3COOH
	Oxidačné činidlá v dôsledku aniónu (oxidačné kyseliny)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (konc), H 2 Cr 2 O 7
	Aniónové redukčné činidlá	HCl, HBr, HI, H2S (ale nie HF)
Tepelná stabilita	Existuje iba v riešeniach	H2C03, H2S03, HClO, HCl02
	Pri zahrievaní sa ľahko rozkladá	H2S03, HN03, H2Si03
	Tepelne stabilný	H2S04 (konc), H3P04

Všetky všeobecné chemické vlastnosti kyselín sú spôsobené prítomnosťou nadbytku vodíkových katiónov H + (H 3 O +) v ich vodných roztokoch.

1. Vodné roztoky kyselín vplyvom nadbytku H + iónov menia farbu fialového a metyloranžového lakmusu na červenú (fenolftaleín nemení farbu, zostáva bezfarebný). Vo vodnom roztoku slabej kyseliny uhličitej nie je lakmus červený, ale ružový, roztok nad zrazeninou veľmi slabej kyseliny kremičitej farbu indikátorov vôbec nemení.

2. Kyseliny interagujú so zásaditými oxidmi, zásadami a amfotérnymi hydroxidmi, hydrátom amoniaku (pozri kap. 6).

Príklad 7.1. Na uskutočnenie transformácie BaO → BaSO 4 môžete použiť: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO3.

rozhodnutie. Transformácia sa môže uskutočniť pomocou H2S04:

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

BaO + SO3 = BaSO4

Na2S04 nereaguje s BaO a pri reakcii BaO s SO2 vzniká siričitan bárnatý:

BaO + SO2 = BaSO3

Odpoveď: 3).

3. Kyseliny reagujú s amoniakom a jeho vodnými roztokmi za vzniku amónnych solí:

HCl + NH3 \u003d NH4Cl - chlorid amónny;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - síran amónny.

4. Neoxidačné kyseliny za tvorby soli a uvoľňovania vodíka reagujú s kovmi nachádzajúcimi sa v rade aktivity na vodík:

H2S04 (rozdiel) + Fe = FeS04 + H2

2HCl + Zn \u003d ZnCl2 \u003d H2

Interakcia oxidačných kyselín (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) s kovmi je veľmi špecifická a uvažuje sa o nej pri štúdiu chémie prvkov a ich zlúčenín.

5. Kyseliny interagujú so soľami. Reakcia má niekoľko funkcií:

a) vo väčšine prípadov, keď silnejšia kyselina reaguje so soľou slabšej kyseliny, vzniká soľ slabej kyseliny a slabá kyselina, alebo, ako sa hovorí, silnejšia kyselina vytláča slabšiu. Séria klesajúcich síl kyselín vyzerá takto:

Príklady prebiehajúcich reakcií:

2HCl + Na2CO3 \u003d 2NaCl + H20 + 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 2 CH 3 COOK + H 2 O + CO 2

3H2S04 + 2K3PO4 = 3K2S04 + 2H3PO4

Neinteragujú medzi sebou, napríklad KCl a H 2 SO 4 (rozdiel), NaNO 3 a H 2 SO 4 (rozdiel), K 2 SO 4 a HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 a H2C03, CH3COOK a H2C03;

b) v niektorých prípadoch slabšia kyselina vytláča silnejšiu zo soli:

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

3AgN03 (razb) + H3P04 = Ag3P04↓ + 3HNO3.

Takéto reakcie sú možné, keď sa zrazeniny výsledných solí nerozpustia vo výsledných zriedených silných kyselinách (H2SO4 a HNO3);

c) v prípade tvorby zrazenín, ktoré sú nerozpustné v silných kyselinách, je možná reakcia medzi silnou kyselinou a soľou vytvorenou inou silnou kyselinou:

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

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

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

Príklad 7.2. Uveďte rad, v ktorom sú uvedené vzorce látok, ktoré reagujú s H 2 SO 4 (diff).

1) Zn, A1203, KCI (p-p); 3) NaN03 (p-p), Na2S, NaF;2) Cu (OH)2, K2C03, Ag; 4) Na2S03, Mg, Zn (OH) 2.

rozhodnutie. Všetky látky série 4 interagujú s H2SO4 (razb):

Na2S03 + H2S04 \u003d Na2S04 + H20 + SO2

Mg + H2S04 \u003d MgS04 + H2

Zn(OH)2 + H2S04 = ZnS04 + 2H20

V riadku 1) nie je možná reakcia s KCl (p-p), v riadku 2) - s Ag, v rade 3) - s NaNO 3 (p-p).

Odpoveď: 4).

6. Koncentrovaná kyselina sírová sa pri reakciách so soľami správa veľmi špecificky. Je to neprchavá a tepelne stabilná kyselina, preto vytláča všetky silné kyseliny z pevných (!) Soli, keďže sú prchavejšie ako H 2 SO 4 (konc):

KCl (tv) + H2S04 (konc) KHS04 + HCl

2KCl (tv) + H2S04 (konc) K2S04 + 2HCl

Soli tvorené silnými kyselinami (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagujú len s koncentrovanou kyselinou sírovou a len v pevnom stave

Príklad 7.3. Koncentrovaná kyselina sírová na rozdiel od zriedenej kyseliny sírovej reaguje:

3) KNO 3 (TV);

rozhodnutie. Obidve kyseliny reagujú s KF, Na 2 CO 3 a Na 3 PO 4 a iba H 2 SO 4 (conc) reaguje s KNO 3 (tv).

Odpoveď: 3).

Spôsoby získavania kyselín sú veľmi rôznorodé.

Anoxické kyseliny prijať:

• rozpustením príslušných plynov vo vode:

HCl (g) + H20 (l) → HCl (p-p)

H2S (g) + H20 (g) → H2S (roztok)

• zo solí vytesnením silnejšími alebo menej prchavými kyselinami:

FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S

KCI (tv) + H2S04 (konc) = KHS04 + HCl

Na2S03 + H2S04 Na2S04 + H2S03

okysličené kyseliny prijať:

• rozpustením zodpovedajúcich oxidov kyselín vo vode, pričom oxidačný stav kyselinotvorného prvku v oxide a kyseline zostáva rovnaký (NO 2 je výnimkou):

N205 + H20 \u003d 2HN03

S03 + H20 \u003d H2S04

P205 + 3H202H3P04

• oxidácia nekovov oxidačnými kyselinami:

S + 6HN03 (konc) = H2S04 + 6N02 + 2H20

• vytesnením silnej kyseliny zo soli inej silnej kyseliny (ak sa vytvorí zrazenina, ktorá je nerozpustná vo výsledných kyselinách):

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

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

• vytesnenie prchavej kyseliny z jej solí menej prchavou kyselinou.

Na tento účel sa najčastejšie používa neprchavá tepelne stabilná koncentrovaná kyselina sírová:

NaN03 (tv) + H2SO4 (konc) NaHS04 + HNO3

KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (konc) KHS0 4 + HClO 4

• nahradením slabšej kyseliny z jej solí silnejšou kyselinou:

Ca3(P04)2 + 3H2S04 = 3CaS04↓ + 2H3P04

NaN02 + HCl = NaCl + HN02

K2Si03 + 2HBr = 2KBr + H2Si03 ↓

Klasifikácia anorganických látok s príkladmi zlúčenín

Teraz analyzujme vyššie uvedenú klasifikačnú schému podrobnejšie.

Ako vidíme, v prvom rade sa všetky anorganické látky delia na jednoduché a komplexný:

jednoduché látky látky, ktoré sú tvorené atómami len jedného chemického prvku sa nazývajú. Jednoduchými látkami sú napríklad vodík H 2, kyslík O 2, železo Fe, uhlík C atď.

Medzi jednoduchými látkami sú kovy, nekovy a vzácne plyny:

Kovy sú tvorené chemickými prvkami umiestnenými pod uhlopriečkou bór-astat, ako aj všetkými prvkami, ktoré sú vo vedľajších skupinách.

vzácnych plynov tvorené chemickými prvkami skupiny VIIIA.

nekovy tvorené chemickými prvkami umiestnenými nad uhlopriečkou bór-astat, s výnimkou všetkých prvkov sekundárnych podskupín a vzácnych plynov nachádzajúcich sa v skupine VIIIA:

Názvy jednoduchých látok sa najčastejšie zhodujú s názvami chemických prvkov, ktorých atómy sú tvorené. Pre mnohé chemické prvky je však fenomén alotropie rozšírený. Alotropia je jav, keď jeden chemický prvok je schopný vytvoriť niekoľko jednoduchých látok. Napríklad v prípade chemického prvku kyslík je možná existencia molekulárnych zlúčenín so vzorcami O2 a O3. Prvá látka sa zvyčajne nazýva kyslík rovnako ako chemický prvok, ktorého atómy sa tvoria, a druhá látka (O 3) sa zvyčajne nazýva ozón. Jednoduchá látka uhlík môže znamenať akúkoľvek jej alotropickú modifikáciu, napríklad diamant, grafit alebo fullerény. Jednoduchú látku fosfor môžeme chápať ako jej alotropné modifikácie, ako je biely fosfor, červený fosfor, čierny fosfor.

Komplexné látky

komplexné látky Látky zložené z atómov dvoch alebo viacerých prvkov sa nazývajú.

Takže napríklad komplexné látky sú amoniak NH 3, kyselina sírová H 2 SO 4, hasené vápno Ca (OH) 2 a nespočetné množstvo ďalších.

Medzi komplexnými anorganickými látkami sa rozlišuje 5 hlavných tried, a to oxidy, zásady, amfotérne hydroxidy, kyseliny a soli:

oxidy - zložité látky tvorené dvoma chemickými prvkami, z ktorých jedným je kyslík v oxidačnom stave -2.

Všeobecný vzorec pre oxidy možno zapísať ako E x O y, kde E je symbol chemického prvku.

Nomenklatúra oxidov

Názov oxidu chemického prvku je založený na princípe:

Napríklad:

Fe203 - oxid železa (III); CuO, oxid meďnatý; N 2 O 5 - oxid dusnatý (V)

Často môžete nájsť informáciu, že valencia prvku je uvedená v zátvorkách, ale nie je to tak. Takže napríklad oxidačný stav dusíka N205 je +5 a valencia, napodiv, je štyri.

Ak má chemický prvok v zlúčeninách jediný pozitívny oxidačný stav, oxidačný stav sa neuvádza. Napríklad:

Na20 - oxid sodný; H20 - oxid vodíka; ZnO je oxid zinočnatý.

Klasifikácia oxidov

Oxidy sa podľa ich schopnosti tvoriť soli pri interakcii s kyselinami alebo zásadami delia na soľotvorné a nesolnotvorný.

Nesolnotvorných oxidov je málo, všetky sú tvorené nekovmi v oxidačnom stupni +1 a +2. Malo by sa pamätať na zoznam oxidov netvoriacich soli: CO, SiO, N 2 O, NO.

Oxidy tvoriace soli sa zasa delia na Hlavná, kyslý a amfotérny.

Zásadité oxidy nazývané také oxidy, ktoré pri interakcii s kyselinami (alebo kyslými oxidmi) tvoria soli. Medzi hlavné oxidy patria oxidy kovov v oxidačnom stupni +1 a +2, s výnimkou oxidov BeO, ZnO, SnO, PbO.

Oxidy kyselín nazývané také oxidy, ktoré pri interakcii so zásadami (alebo zásaditými oxidmi) tvoria soli. Kyslé oxidy sú prakticky všetky oxidy nekovov, s výnimkou nesoľného CO, NO, N 2 O, SiO, ako aj všetkých oxidov kovov vo vysokom oxidačnom stupni (+5, +6 a +7) .

amfotérne oxidy nazývané oxidy, ktoré môžu reagovať s kyselinami aj zásadami a v dôsledku týchto reakcií tvoria soli. Takéto oxidy majú dvojitú acidobázickú povahu, to znamená, že môžu vykazovať vlastnosti kyslých aj zásaditých oxidov. Medzi amfotérne oxidy patria oxidy kovov v oxidačnom stupni +3, +4 a výnimočne oxidy BeO, ZnO, SnO, PbO.

Niektoré kovy môžu tvoriť všetky tri typy oxidov tvoriacich soli. Napríklad chróm tvorí zásaditý oxid CrO, amfotérny oxid Cr203 a kyslý oxid CrO3.

Ako je možné vidieť, acidobázické vlastnosti oxidov kovov priamo závisia od stupňa oxidácie kovu v oxide: čím vyšší je stupeň oxidácie, tým výraznejšie sú kyslé vlastnosti.

základy

základy - zlúčeniny so vzorcom v tvare Me (OH) x, kde X najčastejšie sa rovná 1 alebo 2.

Základná klasifikácia

Bázy sa klasifikujú podľa počtu hydroxoskupín v jednej štruktúrnej jednotke.

Bázy s jednou hydroxoskupinou, t.j. typu MeOH, tzv jednoduché kyslé zásady s dvoma hydroxo skupinami, t.j. typ Me(OH)2, resp. dikyselina atď.

Zásady sa tiež delia na rozpustné (zásady) a nerozpustné.

Alkálie zahŕňajú výlučne hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako aj hydroxid tálitý TlOH.

Základná nomenklatúra

Názov nadácie je zostavený podľa nasledujúceho princípu:

Napríklad:

Fe (OH) 2 - hydroxid železitý,

Cu (OH) 2 - hydroxid meďnatý (II).

V prípadoch, keď má kov v komplexných látkach konštantný oxidačný stav, nie je potrebné ho uvádzať. Napríklad:

NaOH - hydroxid sodný,

Ca (OH) 2 - hydroxid vápenatý atď.

kyseliny

kyseliny - zložité látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré možno nahradiť kovom.

Všeobecný vzorec kyselín možno napísať ako H x A, kde H sú atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené kovom, a A je zvyšok kyseliny.

Napríklad kyseliny zahŕňajú zlúčeniny ako H2S04, HCl, HN03, HN02 atď.

Klasifikácia kyselín

Podľa počtu atómov vodíka, ktoré je možné nahradiť kovom, sa kyseliny delia na:

- asi jednosýtne kyseliny HF, HCl, HBr, HI, HN03;

- d octové kyseliny: H2S04, H2S03, H2C03;

- t rebázické kyseliny: H3PO4, H3BO3.

Je potrebné poznamenať, že počet atómov vodíka v prípade organických kyselín najčastejšie neodráža ich zásaditosť. Napríklad kyselina octová so vzorcom CH 3 COOH napriek prítomnosti 4 atómov vodíka v molekule nie je štvor-, ale jednosýtna. Zásaditosť organických kyselín je určená počtom karboxylových skupín (-COOH) v molekule.

Tiež podľa prítomnosti kyslíka v molekulách kyselín sa delia na anoxické (HF, HCl, HBr atď.) a obsahujúce kyslík (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 atď.). Okysličené kyseliny sú tiež tzv oxokyseliny.

Môžete si prečítať viac o klasifikácii kyselín.

Názvoslovie kyselín a zvyškov kyselín

Mali by ste sa naučiť nasledujúci zoznam názvov a vzorcov kyselín a zvyškov kyselín.

V niektorých prípadoch môže niekoľko nasledujúcich pravidiel uľahčiť zapamätanie.

Ako je možné vidieť z vyššie uvedenej tabuľky, konštrukcia systematických názvov anoxických kyselín je nasledovná:

Napríklad:

HF, kyselina fluorovodíková;

HCl, kyselina chlorovodíková;

H 2 S - hydrosulfid kys.

Názvy zvyškov kyselín bezkyslíkatých kyselín sú zostavené podľa princípu:

Napríklad Cl - - chlorid, Br - - bromid.

Názvy kyselín s obsahom kyslíka sa získajú pridaním rôznych prípon a koncoviek k názvu kyselinotvorného prvku. Napríklad, ak má kyselinotvorný prvok v kyseline obsahujúcej kyslík najvyšší oxidačný stav, potom sa názov takejto kyseliny vytvorí takto:

Napríklad kyselina sírová H 2 S + 6 O 4, kyselina chrómová H 2 Cr + 6 O 4.

Všetky kyseliny obsahujúce kyslík možno tiež klasifikovať ako kyslé hydroxidy, pretože v ich molekulách sa nachádzajú hydroxoskupiny (OH). Napríklad to možno vidieť z nasledujúcich grafických vzorcov niektorých kyselín obsahujúcich kyslík:

Kyselina sírová sa teda môže inak nazývať hydroxid sírový (VI), kyselina dusičná - hydroxid dusíka (V), kyselina fosforečná - hydroxid fosforečný (V) atď. Číslo v zátvorke charakterizuje stupeň oxidácie kyselinotvorného prvku. Takýto variant názvov kyselín obsahujúcich kyslík sa môže mnohým zdať mimoriadne nezvyčajný, občas sa však takéto názvy dajú nájsť v skutočných KIM Jednotnej štátnej skúšky z chémie v úlohách klasifikácie anorganických látok.

Amfotérne hydroxidy

Amfotérne hydroxidy - hydroxidy kovov s dvojakým charakterom, t.j. schopné vykazovať vlastnosti kyselín aj vlastnosti zásad.

Amfotérne sú hydroxidy kovov v oxidačnom stupni +3 a +4 (rovnako ako oxidy).

Tiež zlúčeniny Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2 a Pb (OH) 2 sú zahrnuté ako výnimky z amfotérnych hydroxidov, napriek stupňu oxidácie kovu v nich +2.

Pre amfotérne hydroxidy troj- a štvormocných kovov je možná existencia orto- a metaforiem, ktoré sa navzájom líšia jednou molekulou vody. Napríklad hydroxid hlinitý môže existovať v orto forme Al(OH)3 alebo v meta forme AlO(OH) (metahydroxid).

Keďže, ako už bolo spomenuté, amfotérne hydroxidy vykazujú vlastnosti kyselín aj vlastnosti zásad, ich vzorec a názov možno písať aj inak: buď ako zásada, alebo ako kyselina. Napríklad:

soľ

Takže napríklad soli zahŕňajú zlúčeniny ako KCl, Ca(N03)2, NaHC03 atď.

Vyššie uvedená definícia popisuje zloženie väčšiny solí, existujú však soli, ktoré pod ňu nespadajú. Napríklad namiesto katiónov kovov môže soľ obsahovať amónne katióny alebo ich organické deriváty. Tie. soli zahŕňajú zlúčeniny, ako je napríklad (NH4)2S04 (síran amónny), + Cl - (chlorid metylamónny) atď.

Klasifikácia soli

Na druhej strane možno soli považovať za produkty substitúcie vodíkových katiónov H + v kyseline za iné katióny, alebo za produkty substitúcie hydroxidových iónov v zásadách (alebo amfotérnych hydroxidoch) za iné anióny.

Pri úplnej substitúcii, tzv stredná alebo normálne soľ. Napríklad pri úplnom nahradení vodíkových katiónov v kyseline sírovej katiónmi sodnými vzniká priemerná (normálna) soľ Na 2 SO 4 a pri úplnom nahradení hydroxidových iónov v zásade Ca(OH) 2 zvyškami kyselín, napr. dusičnanové ióny tvoria priemernú (normálnu) soľ Ca(NO3)2.

Soli získané neúplným nahradením vodíkových katiónov v dvojsýtnej (alebo viacerých) kyselinách katiónmi kovov sa nazývajú kyslé. Takže pri neúplnom nahradení vodíkových katiónov v kyseline sírovej katiónmi sodíka sa vytvorí kyslá soľ NaHS04.

Soli, ktoré vznikajú neúplnou substitúciou hydroxidových iónov v dvojkyselinových (alebo viacerých) zásadách, sa nazývajú zásadité o soli. Napríklad pri neúplnom nahradení hydroxidových iónov v Ca (OH) 2 zásade dusičnanovými iónmi vzniká zásaditá očíra soľ Ca(OH)NO 3 .

Soli pozostávajúce z katiónov dvoch rôznych kovov a aniónov zvyškov kyselín iba jednej kyseliny sa nazývajú podvojné soli. Napríklad dvojité soli sú KNaC03, KMgCl3 atď.

Ak je soľ tvorená jedným typom katiónu a dvoma typmi zvyškov kyselín, nazývame takéto soli zmiešané. Napríklad zmiešané soli sú zlúčeniny Ca(OCl)Cl, CuBrCl atď.

Existujú soli, ktoré nespadajú pod definíciu solí ako produkty substitúcie vodíkových katiónov v kyselinách za katióny kovov alebo produkty substitúcie hydroxidových iónov v zásadách za anióny zvyškov kyselín. Ide o komplexné soli. Napríklad komplexné soli sú tetrahydroxozinkat sodný a tetrahydroxoaluminát so vzorcami Na2 a Na. Komplexné soli rozoznajte okrem iných najčastejšie podľa prítomnosti hranatých zátvoriek vo vzorci. Treba si však uvedomiť, že na to, aby bola látka klasifikovaná ako soľ, jej zloženie musí obsahovať akékoľvek katióny okrem (alebo namiesto) H + a z aniónov musia byť okrem (resp. namiesto) OH -. Napríklad zlúčenina H2 nepatrí do triedy komplexných solí, pretože pri jej disociácii od katiónov sú v roztoku prítomné iba vodíkové katióny H+. Podľa typu disociácie by táto látka mala byť skôr klasifikovaná ako komplexná kyselina bez kyslíka. Podobne zlúčenina OH nepatrí medzi soli, pretože táto zlúčenina pozostáva z katiónov + a hydroxidových iónov OH -, t.j. treba to považovať za komplexný základ.

Názvoslovie soli

Nomenklatúra stredných a kyslých solí

Názov stredných a kyslých solí je založený na princípe:

Ak je stupeň oxidácie kovu v komplexných látkach konštantný, potom to nie je uvedené.

Názvy kyslých zvyškov boli uvedené vyššie pri zvažovaní nomenklatúry kyselín.

Napríklad,

Na2S04 - síran sodný;

NaHS04 - hydrosíran sodný;

CaC03 - uhličitan vápenatý;

Ca (HCO 3) 2 - hydrogénuhličitan vápenatý atď.

Nomenklatúra zásaditých solí

Názvy hlavných solí sú zostavené podľa princípu:

Napríklad:

(CuOH)2C03 - hydroxokarbonát meďnatý;

Fe (OH) 2 NO 3 - dihydroxonitrát železitý.

Nomenklatúra komplexných solí

Názvoslovie komplexných zlúčenín je oveľa komplikovanejšie a pre absolvovanie skúšky O názvosloví komplexných solí toho veľa vedieť nemusíte.

Mali by sme vedieť pomenovať komplexné soli získané interakciou alkalických roztokov s amfotérnymi hydroxidmi. Napríklad:

*Rovnaké farby vo vzorci a názve označujú zodpovedajúce prvky vzorca a názov.

Triviálne názvy anorganických látok

Triviálnymi názvami sa rozumejú názvy látok nesúvisiacich alebo slabo súvisiacich s ich zložením a štruktúrou. Spravidla sú potrebné aj triviálne mená historické dôvody buď fyzické, resp chemické vlastnostiúdaje o pripojení.

Zoznam triviálnych názvov anorganických látok, ktoré potrebujete vedieť:

Na 3	kryolit
Si02	kremeň, oxid kremičitý
FeS 2	pyrit, pyrit železa
CaS04.2H20	sadra
CaC2	karbid vápnika
Al4C3	karbid hliníka
KOH	žieravina potaš
NaOH	lúh sodný, lúh sodný
H202	peroxid vodíka
CuS04.5H20	modrý vitriol
NH4CI	amoniak
CaCO3	krieda, mramor, vápenec
N2O	smiešny plyn
NIE 2	hnedý plyn
NaHC03	jedlo (pitie) sóda
Fe304	oxid železitý
NH3∙H20 (NH4OH)	amoniak
CO	oxid uhoľnatý
CO2	oxid uhličitý
SiC	karborundum (karbid kremíka)
PH 3	fosfín
NH3	amoniak
KClO 3	bertholletova soľ (chlorečnan draselný)
(CuOH)2C03	malachit
CaO	nehasené vápno
Ca(OH)2	hasené vápno
priehľadný vodný roztok Ca(OH) 2	vápenná voda
suspenzia pevného Ca (OH)2 vo vodnom roztoku	limetkové mlieko
K2CO3	potaš
Na2C03	sóda
Na2C03.10H20	kryštálová sóda
MgO	magnézia

kyseliny- komplexné látky pozostávajúce z jedného alebo viacerých atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovu, a zvyškov kyselín.

Klasifikácia kyselín

1. Podľa počtu atómov vodíka: počet atómov vodíka ( n ) určuje zásaditosť kyselín:

n= 1 jediný základ

n= 2 dvojskl

n= 3 tribázické

2. Podľa zloženia:

a) Tabuľka kyselín obsahujúcich kyslík, zvyškov kyselín a zodpovedajúcich kyslých oxidov:

Kyselina (H n A)	Zvyšok kyseliny (A)	Zodpovedajúci kyslý oxid
H2SO4 sírová	S04(II) sulfát	SO 3 oxid sírový (VI)
HNO 3 dusičná	NO 3 (I) dusičnan	N 2 O 5 oxid dusnatý (V)
HMnO 4 mangán	manganistan Mn04 (I).	Mn207 oxid mangánu ( VII)
H 2 SO 3 sírová	S03(II) siričitan	SO 2 oxid sírový (IV)
H 3 PO 4 ortofosforečná	PO 4 (III) ortofosfát	P2O5 oxid fosforečný (V)
HNO 2 dusíkaté	N02 (I) dusitan	N 2 O 3 oxid dusnatý (III)
H 2 CO 3 uhlie	CO3(II) uhličitan	CO2 oxid uhoľnatý ( IV)
H 2 SiO 3 kremík	Si03(II) kremičitan	SiO 2 oxid kremičitý (IV)
HClO chlórna	Chlórnan СlO(I).	C l 2 O oxid chlóru (I)
HCl02 chlorid	Сlo 2 (ja) chloritan	C l 2 O 3 oxid chlóru (III)
HClO3 chlór	С103 (I) chlorečnan	C l 2 O 5 oxid chlóru (V)
HCl04 chlorid	С104 (I) chloristan	С l 2 O 7 oxid chlóru (VII)

b) Tabuľka anoxických kyselín

Kyselina (N n A)	Zvyšok kyseliny (A)
HCl chlorovodíková, chlorovodíková	Cl(I) chlorid
H2S sírovodík	S(II) sulfid
HBr bromovodíková	Br(I) bromid
HI hydrojodický	I(I) jodid
HF fluorovodíková, fluorovodíková	F(I) fluorid

Fyzikálne vlastnosti kyselín

Mnohé kyseliny, ako je sírová, dusičná, chlorovodíková, sú bezfarebné kvapaliny. známe sú aj tuhé kyseliny: ortofosforečná, metafosforečná HPO3, boritý H3BO3 . Takmer všetky kyseliny sú rozpustné vo vode. Príkladom nerozpustnej kyseliny je kyselina kremičitá H2Si03 . Kyslé roztoky majú kyslú chuť. Takže napríklad veľa ovocia dáva kyslú chuť kyselinám, ktoré obsahuje. Odtiaľ pochádzajú názvy kyselín: citrónová, jablčná atď.

Spôsoby získavania kyselín

anoxický	s obsahom kyslíka
HCl, HBr, HI, HF, H2S	HNO 3, H 2 SO 4 a ďalšie
PRIJÍMANIE
1. Priama interakcia nekovov H2 + Cl2 \u003d 2 HCl	1. Oxid kyseliny + voda = kyselina S03 + H20 \u003d H2S04
2. Výmenná reakcia medzi soľou a menej prchavou kyselinou 2 NaCl (tv.) + H2S04 (konc.) \u003d Na2S04 + 2HCl

Chemické vlastnosti kyselín

1. Zmeňte farbu indikátorov

Názov indikátora	Neutrálne prostredie	kyslé prostredie
Lakmus	fialový	Červená
Fenolftaleín	Bezfarebný	Bezfarebný
Metyl pomaranč	Oranžová	Červená
Univerzálny indikátorový papierik	oranžová	Červená

2. Reagujte s kovmi v sérii aktivít až H 2

(okrem HNO 3 -Kyselina dusičná)

Video „Interakcia kyselín s kovmi“

Ja + KYSELINA \u003d SOĽ + H 2 (str. zámena)

Zn + 2 HCl \u003d ZnCl2 + H2

3. So zásaditými (amfotérnymi) oxidmi - oxidy kovov

Video „Interakcia oxidov kovov s kyselinami“

Me x O y + KYSELINA \u003d SOĽ + H2O (p. výmena)

4. Reagujte so zásadami – neutralizačná reakcia

KYSELINA + ZÁSADA = SOĽ + H 2 O (p. výmena)

H3P04 + 3 NaOH = Na3P04 + 3 H20

5. Reagujte so soľami slabých, prchavých kyselín - ak sa vytvorí kyselina, ktorá sa vyzráža alebo sa uvoľní plyn:

2 NaCl (tv.) + H2S04 (konc.) \u003d Na2S04 + 2HCl ( R . výmena )

Video „Interakcia kyselín so soľami“

6. Rozklad kyselín obsahujúcich kyslík pri zahrievaní

(okrem H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 )

KYSELINA = OXID KYSELINA + VODA (r. rozklad)

Pamätajte!Nestále kyseliny (uhličité a sírové) – rozkladajú sa na plyn a vodu:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Kyselina sírová v produktoch uvoľnený ako plyn:

CaS + 2HCl \u003d H2S+ CaCl2

ÚLOHY NA POSILŇOVANIE

č. 1 Rozdeľte chemické vzorce kyselín do tabuľky. Daj im mená:

LiOH, Mn207, CaO, Na3P04, H2S, MnO, Fe (OH)3, Cr203, HI, HCl04, HBr, CaCl2, Na20, HCl, H2SO 4, HNO 3, HMnO 4, Ca (OH) 2, Si02, Kyseliny

Bes-sour-

natívny

Obsahujúce kyslík

rozpustný

nerozpustný

jeden-

Hlavná

dvojjadrový

trojzákladný

č. 2. Napíšte reakčné rovnice:

Ca+HCl

Na + H2S04

Al + H2S

Ca + H3PO4
Pomenujte produkty reakcie.

č. 3. Vytvorte reakčné rovnice, pomenujte produkty:

Na20 + H2C03

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe203 + H2S04

č. 4. Zostavte reakčné rovnice pre interakciu kyselín so zásadami a soľami:

KOH + HNO3

NaOH + H2S03

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na2Si03

H2SO4 + K2C03

HNO3 + CaCO3

Pomenujte produkty reakcie.

SIMULÁTORY

Tréner číslo 1. "Vzorce a názvy kyselín"

Tréner číslo 2. "Korespondencia: vzorec kyseliny - vzorec oxidu"

Bezpečnostné opatrenia – prvá pomoc pri kontakte pokožky s kyselinami

Bezpečnosť -

Látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku vodíkových iónov, sa nazývajú.

Kyseliny sa klasifikujú podľa ich sily, zásaditosti a prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v zložení kyseliny.

Siloukyseliny sa delia na silné a slabé. Najdôležitejšie silné kyseliny sú dusičná HNO3, sírová H2S04 a chlorovodíková HCl.

Prítomnosťou kyslíka rozlíšiť kyseliny obsahujúce kyslík ( HNO3, H3PO4 atď.) a anoxické kyseliny ( HCl, H2S, HCN atď.).

Podľa zásaditosti, t.j. podľa počtu atómov vodíka v molekule kyseliny, ktoré môžu byť nahradené atómami kovu za vzniku soli, sa kyseliny delia na jednosýtne (napr. HNO 3, HCl), dvojsýtne (H 2 S, H 2 SO 4), trojsýtne (H 3 PO 4) atď.

Názvy bezkyslíkatých kyselín sú odvodené od názvu nekovu s pridaním koncovky -vodík: HCl - kyselina chlorovodíková, H 2 S e - kyselina hydroselenová, HCN - kyselina kyanovodíková.

Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú tiež tvorené z ruského názvu zodpovedajúceho prvku s pridaním slova "kyselina". Zároveň názov kyseliny, v ktorej je prvok v najvyššom oxidačnom stave, končí napríklad na „naya“ alebo „ova“, H2SO4 - kyselina sírová, HCl04 - kyselina chloristá, H3AsO4 - kyselina arzénová. So znížením stupňa oxidácie kyselinotvorného prvku sa koncovky menia v nasledujúcom poradí: „ovál“ ( HCl03 - kyselina chlórová), "čistá" ( HCl02 - kyselina chlórna, "kolísavý" ( H O Cl - kyselina chlórna). Ak prvok tvorí kyseliny, ktoré sú iba v dvoch oxidačných stavoch, potom názov kyseliny zodpovedajúcej najnižšiemu oxidačnému stavu prvku dostane koncovku „čistý“ ( HNO3 - Kyselina dusičná, HNO 2 - kyselina dusitá).

Tabuľka - Najdôležitejšie kyseliny a ich soli

Kyselina		Názvy zodpovedajúcich normálnych solí
názov	Vzorec
Dusík	HNO3	Dusičnany
dusíkaté	HNO 2	Dusitany
Boric (ortoborický)	H3BO3	boritany (ortoboritany)
bromovodíkový		Bromides
Hydrojód		jodidy
kremík	H2Si03	silikáty
mangán	HMnO 4	Manganistan
Metafosforečné	HPO 3	Metafosfáty
Arzén	H3AsO4	Arzenáty
Arzén	H3AsO3	Arsenitany
ortofosforečnej	H3PO4	Ortofosfáty (fosfáty)
Difosforečná (pyrofosforečná)	H4P2O7	Difosfáty (pyrofosfáty)
dichróm	H2Cr207	Dichrómany
sírový	H2SO4	sírany
sírové	H2SO3	Sulfity
Uhlie	H2CO3	Uhličitany
Fosfor	H3PO3	Fosfity
fluorovodíková (fluorovodíková)		Fluoridy
chlorovodíková (chlorovodíková)		chloridy
Chloric	HCl04	Chloristany
Chlór	HCl03	Chlorečnany
chlórna	HClO	Chlórnany
Chrome	H2CrO4	Chromáty
Kyanovodík (kyanovodíkový)		kyanidy

Získavanie kyselín

1. Anoxické kyseliny možno získať priamou kombináciou nekovov s vodíkom:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S H2S.

2. Kyslíkové kyseliny možno často získať priamou kombináciou kyslých oxidov s vodou:

S03 + H20 \u003d H2S04,

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

P205 + H20 \u003d 2 HPO3.

3. Kyslíky neobsahujúce aj kyslík obsahujúce kyseliny možno získať výmennými reakciami medzi soľami a inými kyselinami:

BaBr2 + H2S04 \u003d BaS04 + 2HBr,

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

CaC03 + 2HBr \u003d CaBr2 + C02 + H20.

4. V niektorých prípadoch možno použiť redoxné reakcie na získanie kyselín:

H202 + SO2 \u003d H2S04,

3P + 5HN03 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO.

Chemické vlastnosti kyselín

1. Najcharakteristickejšou chemickou vlastnosťou kyselín je ich schopnosť reagovať so zásadami (ako aj so zásaditými a amfotérnymi oxidmi) za vzniku solí, napr.

H2S04 + 2NaOH \u003d Na2S04 + 2H20,

2HN03 + FeO \u003d Fe (NO 3) 2 + H20,

2 HCl + ZnO \u003d ZnCl2 + H20.

2. Schopnosť interagovať s niektorými kovmi v sérii napätí až po vodík, s uvoľňovaním vodíka:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2,

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

3. So soľami, ak sa vytvorí zle rozpustná soľ alebo prchavá látka:

H2SO4 + BaCl2 = BaS04 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na2CO3 \u003d 2NaCl + H20 + CO2,

2KHCO3 + H2SO4 \u003d K2S04 + 2SO2+ 2H20.

Všimnite si, že viacsýtne kyseliny disociujú v krokoch a jednoduchosť disociácie v každom z krokov sa znižuje, preto sa pri viacsýtnych kyselinách často vytvárajú kyslé soli namiesto stredných solí (v prípade nadbytku reagujúcej kyseliny):

Na2S + H3PO4 \u003d Na2HPO4 + H2S,

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20.

4. Špeciálnym prípadom acidobázickej interakcie je reakcia kyselín s indikátormi, vedúca k zmene farby, ktorá sa už dlho používa na kvalitatívnu detekciu kyselín v roztokoch. Takže lakmus mení farbu v kyslom prostredí na červenú.

5. Kyseliny obsahujúce kyslík sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid a vodu (najlepšie v prítomnosti vody odstraňujúceho P2O5):

H2SO4 \u003d H20 + SO3,

H2Si03 \u003d H20 + Si02.

M.V. Andryukhova, L.N. Borodin

kyseliny- elektrolyty, pri ktorých disociácii vznikajú z kladných iónov iba ióny H +:

HN03↔ H++ N03-;

CH 3 COOH ↔ H + +CH 3 COO -.

Všetky kyseliny sú rozdelené na anorganické a organické (karboxylové), ktoré majú tiež svoje vlastné (vnútorné) klasifikácie.

Za normálnych podmienok existuje značné množstvo anorganických kyselín v kvapalnom stave, niektoré v pevnom stave (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Organické kyseliny do 3 atómov uhlíka sú ľahko pohyblivé, bezfarebné kvapaliny s charakteristickým štipľavým zápachom; kyseliny so 4-9 atómami uhlíka sú olejové kvapaliny s nepríjemným zápachom a kyseliny s veľkým počtom atómov uhlíka sú pevné látky, ktoré sú nerozpustné vo vode.

Chemické vzorce kyselín

Zvážte chemické vzorce kyselín na príklade niekoľkých zástupcov (anorganických aj organických): kyselina chlorovodíková -HCl, kyselina sírová - H 2 SO 4, kyselina fosforečná - H 3 PO 4, kyselina octová - CH 3 COOH a kyselina benzoová - C6H5COOH. Chemický vzorec ukazuje kvalitatívne a kvantitatívne zloženie molekuly (koľko a ktoré atómy obsahuje konkrétna zlúčenina) Pomocou chemického vzorca môžete vypočítať molekulovú hmotnosť kyselín (Ar (H) \u003d 1 amu, Ar ( Cl) \u003d 35,5 u.m.), Ar(P) = 31 u.m., Ar(O) = 16 u.m., Ar(S) = 32 u.m., Ar(C) = 12 u.m.):

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

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

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

Mr(H2SO4) \u003d 2 × 1 + 32 + 4 × 16 \u003d 2 + 32 + 64 \u003d 98.

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

Mr(H3PO 4) \u003d 3 × 1 + 31 + 4 × 16 \u003d 3 + 31 + 64 \u003d 98.

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

Mr(CH3COOH) = 3x12 + 4x1 + 2x16 = 36 + 4 + 32 = 72.

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

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

Štrukturálne (grafické) vzorce kyselín

Štrukturálny (grafický) vzorec látky je viac vizuálny. Ukazuje, ako sú atómy navzájom spojené v molekule. Označme štruktúrne vzorce každej z vyššie uvedených zlúčenín:

Ryža. 1. Štruktúrny vzorec kyseliny chlorovodíkovej.

Ryža. 2. Štruktúrny vzorec kyseliny sírovej.

Ryža. 3. Štruktúrny vzorec kyseliny fosforečnej.

Ryža. 4. Štruktúrny vzorec kyseliny octovej.

Ryža. 5. Štruktúrny vzorec kyseliny benzoovej.

Iónové vzorce

Všetky anorganické kyseliny sú elektrolyty, t.j. schopné disociovať vo vodnom roztoku na ióny:

HCl ↔ H + + Cl -;

H2S04 ↔ 2H++ S04 2-;

H3P04 ↔ 3H++ P04 3-.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Cvičenie	Pri úplnom spálení 6 g organickej hmoty vzniklo 8,8 g oxidu uhoľnatého (IV) a 3,6 g vody. Určte molekulový vzorec spálenej látky, ak je známa jej molekulová hmotnosť 180 g/mol.
rozhodnutie	Urobme schému spaľovacej reakcie organická zlúčenina označujúci počet atómov uhlíka, vodíka a kyslíka ako „x“, „y“ a „z“, v tomto poradí: CxHyOz + Oz ->C02 + H20. Určme hmotnosti prvkov, ktoré tvoria túto látku. Hodnoty relatívnych atómových hmotností prevzaté z periodickej tabuľky D.I. Mendelejev, zaokrúhlené na celé čísla nahor: Ar(C) = 12 am.u., Ar(H) = 1 a.m.u., Ar(O) = 16 a.m.u. m(C) = n(C)xM(C) = n(C02)xM(C) = xM(C); m(H) = n(H)xM(H) = 2xn(H20)xM(H) = xM(H); Vypočítajte molárne hmotnosti oxidu uhličitého a vody. Ako je známe, molárna hmotnosť molekuly sa rovná súčtu relatívnych atómových hmotností atómov, ktoré tvoria molekulu (M = Mr): M(C02) \u003d Ar (C) + 2 x Ar (O) \u003d 12+ 2 x 16 \u003d 12 + 32 \u003d 44 g/mol; M(H20) \u003d 2 x Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 x 1 + 16 \u003d 2 + 16 \u003d 18 g / mol. m (C) = x 12 = 2,4 g; m (H) \u003d 2 × 3,6 / 18 × 1 \u003d 0,4 g. m(O) \u003d m (C x Hy Oz) - m (C) - m (H) \u003d 6 - 2,4 - 0,4 \u003d 3,2 g. Definujme chemický vzorec zlúčeniny: x:y:z = m(C)/Ar(C): m(H)/Ar(H): m(0)/Ar(0); x:y:z= 2,4/12:0,4/1:3,2/16; x:y:z= 0,2: 0,4: 0,2 = 1:2:1. Prostriedky najjednoduchší vzorec zlúčeniny CH 2 O a molárnu hmotnosť 30 g / mol. Aby sme našli skutočný vzorec organickej zlúčeniny, nájdeme pomer skutočnej a získanej molárnej hmotnosti: M látka / M (CH20) \u003d 180/30 \u003d 6. To znamená, že indexy atómov uhlíka, vodíka a kyslíka by mali byť 6-krát vyššie, t.j. vzorec látky bude vyzerať ako C6H12O6. Je to glukóza alebo fruktóza.
Odpoveď	C6H1206

PRÍKLAD 2

Cvičenie	Odvoďte najjednoduchší vzorec zlúčeniny, v ktorej hmotnostný podiel fosforu je 43,66 % a hmotnostný podiel kyslíka je 56,34 %.
rozhodnutie	Hmotnostný podiel prvku X v molekule zloženia HX sa vypočíta z nasledujúci vzorec: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Označme počet atómov fosforu v molekule ako „x“ a počet atómov kyslíka ako „y“ Nájdite zodpovedajúce relatívne atómové hmotnosti prvkov fosfor a kyslík (hodnoty relatívnych atómových hmotností prevzaté z periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva budú zaokrúhlené na celé čísla nahor). Ar(P) = 31; Ar(0) = 16. Percento prvkov delíme zodpovedajúcimi relatívnymi atómovými hmotnosťami. Nájdeme teda vzťah medzi počtom atómov v molekule zlúčeniny: x:y = co(P)/Ar(P): co(0)/Ar(0); x:y = 43,66/31: 56,34/16; x:y: = 1,4 : 3,5 = 1 : 2,5 = 2 : 5. To znamená, že najjednoduchší vzorec pre kombináciu fosforu a kyslíka má formu P205. Je to oxid fosforečný (V).
Odpoveď	P2O5