11 kyselých chemie. Kyselina Prezentace na lekci v chemii (stupeň 11) na téma

Akné, akce na ukazatele, elektrická vodivost, interakce s kovy, základními a amfoterní oxidy, bází a soli, tvorba esterů s alkoholy - tyto vlastnosti jsou společné pro anorganické a organické kyseliny.

1. Ve vodě, kyseliny disociaci do vodíkové kationty a anionty kyselých zbytků, například:

Roztoky kyselin změnit barvu indikátorů: lakmus - v červené barvě, methylanman-oranžově - růžová, barva fenolftaleinu se nemění.

2. Roztoky kyselin reagují s kovy v elektrochemické řadě napětí vlevo od vodíku pod dodržováním řady podmínek, které jsou nezbytné, což je tvorba rozpustné soli. S ohledem na tuto vlastnost anorganických a organických kyselin, zdůrazňujeme, že interakce HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) S kovy (tabulka 19) postupuje jinak, ale tyto vlastnosti těchto kyselin budou vysvětleny poněkud později.

Tabulka 19.
Interakce produkty
Jednoduché látky s kyselinami dusičných a sírových

3. Anorganické a organické kyseliny interagují se základními a amfoterními oxidy za předpokladu, že je vytvořena rozpustná sůl:

4. A ty a jiné kyseliny reagují s bázemi. Víceosé kyseliny mohou tvořit jak střední, tak kyselé soli (jedná se o neutralizační reakci):

5. Reakce mezi kyselinami a solemi je pouze tehdy, pokud je vytvořen plyn nebo sraženina:

Interakce kyseliny fosforečné H 2S4 s vápencem přestane v důsledku tvorby na povrchu poslední nerozpustné sraženiny vápenatého fosforečnanu CA 3 (PO4) 2.

6. Estery tvoří nejen organické kyseliny podle celkové rovnice:

aniorganické kyseliny, jako jsou kyseliny dusičné a sírové, například:

Podobná reakce s účastí dvou a tří hydroxo skupin celulózy během jeho nitrace vede k přípravě esterů: di- a trinitocelulózy - nezbytné látky pro výrobu bezdýmného prášku.

Současně mají jednotlivé představitelé minerálních a organických kyselin speciální vlastnosti.

Funkce vlastností Nitric HNO 3 a koncentrované síry H2S04 (konc.) Kyseliny jsou vzhledem k tomu, že když interagují s jednoduchými látkami (kovy a nekovové), nebudou sloužit jako dusičnany a sulfátové ionty. To je logické očekávat, že v důsledku těchto reakcí je vytvořen vodík H2, ale získají se jiné látky: nutně soli a voda, jakož i jeden z redukčních produktů dusičnanových nebo sulfátových iontů, v závislosti na koncentraci Kyseliny, kovová poloha v řadě napětí a reakční podmínky (teplota, stupeň kovů, atd.).

Je třeba poznamenat, že třetí výrobek kovů reakce s těmito kyselinami je často tvořen v "kytice" - směsi s jinými produkty, ale indikoval jsme převažující produkty v tabulce 19.

Tyto znaky chemického chování HNO3 a H2S04 (konc.) Vizuálně ilustrují diples teorie chemické struktury na vzájemný vliv atomů v molekulách látek. Může být vysledován na příkladu vlastností organických kyselin, jako je octová a formová.

Kyselina octová CH3 Coxy, stejně jako jiné karboxylové kyseliny, obsahuje uhlovodíkový radikál v molekule. Je možné v reakci výměny atomů atomů vodíku halogenu:

Pod vlivem atomů halogenu v molekule kyseliny se jeho stupeň disociace značně zvyšuje. Například kyselina chloroctová je téměř 100krát silnější než octová (proč?).

Mrtvé kyseliny NSON, na rozdíl od octové, nemá uhlovodíkový radikál v molekule. Místo toho obsahuje atom vodíku, a proto je látka s dvojitou funkcí - aldehyddiscosal a na rozdíl od jiných karboxylových kyselin, dává reakci "stříbrné zrcadlo":

Výsledná kyselina kolačová kyselina H2C03 se rozpadá do vody a oxidu uhličitého, který v přebytku amoniaku se změní na hydrogenuhličitan amonný.

Základy, amfoterní hydroxidy

Základy jsou složité látky sestávající z kovových atomů a jednoho nebo několika hydroxo skupin (-OH). Obecný vzorec Me + Y (OH) Y, kde Y je počet hydroxochroupů, rovný stupně oxidace me metalu. Tabulka zobrazuje klasifikaci základen.

Vlastnosti hydroxidů kovů alkalických a alkalických zemin

1. Vodné roztoky alkalisků jsou drženy na dotek, změňte barvu indikátorů: lakmus - v modré barvě, fenolftalen - v malinách.

2. Vodná řešení Disociace:

3. Interakce s kyselinami, vstup do výměny reakce:

Multi-kyselé báze mohou poskytnout střední a bazické soli:

4. Interate s kyselými oxidy, tvořícími střední a kyselými solemi v závislosti na bázi kyseliny odpovídající tomuto oxidu:

5. Interakce s amfoterní oxidy a hydroxidy:

a) Fúze:

b) v řešeních:

6. Interakce s rozpustnými solemi, pokud je vytvořena sraženina nebo plyn:

Nerozpustné báze (CR (OH) 2, Mn (OH) 2 atd.) Spolupracují s kyselinami a rozkládají se při zahřátí:

Amfoterní hydroxidy.

Amfoterní se nazývá sloučeniny, které v závislosti na podmínkách mohou být oba dárci vodíkových kationtů a vykazují kyselé vlastnosti a jejich akceptory, tj. Vykonávat základní vlastnosti.

Chemické vlastnosti amfoterních sloučenin

1. Interakce se silnými kyselinami zjistí hlavní vlastnosti:

Zn (OH) 2 + 2HCI \u003d ZNCL 2 + 2H 2 O

2. Interakce s alkálisem - silnými bázemi, detekují kyselé vlastnosti:

Zn (OH) 2 + 2AOH \u003d Na 2 ( komplexní sůl)

Al (oh) 3 + NaOH \u003d NA ( komplexní sůl)

Komplexní se nazývají sloučeniny, ve kterých byla alespoň jedna kovalentní vazba vytvořena na mechanismu dárcovského akceptoru.

Celkový způsob získávání bází je založen na výměnných reakcích, se kterými lze získat nerozpustné a rozpustné báze.

CUSO 4 + 2CON \u003d CU (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + VA (OH) 2 \u003d 2 CON + BACO 3 ↓

Po obdržení tohoto způsobu rozpustných základen spadá nerozpustná sůl do sraženiny.

Při získávání nerozpustných základů s amfoterickými vlastnostmi je třeba se vyhnout přebytku alkálie, protože rozpouštění základny Amhoter může dojít například:

ALSL 3 + 4CON \u003d K [AL (OH) 4] + 3XL

V takových případech se hydroxid amonný slouží k získání hydroxidů, ve kterých se amfoterní hydroxidy nerozpustí:

ALSL 3 + 3NH 3 + Zn 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Stříbrné a rtuťové hydroxidy jsou tak snadno rozloženy, že při jejich pokusu o získání výměny reakce namísto hydroxidů, oxidy vypadnou:

2AGNO 3 + 2KON \u003d AG 2 O ↓ + H 2O + 2Kno 3

V průmyslu se alkálie obvykle získává elektrolýzou vodných roztoků chloridů.

2NACL + 2N 2 O → → 2AOH + H 2 + CL 2

Alkali může být také získána interakcí alkalických a alkalických kovů nebo jejich oxidů vodou.

2LI + 2N 2 O \u003d 2LIOH + H 2

Sro + h 2 O \u003d SR (OH) 2

Kyselina

Kyseliny se nazývají složité látky, jejichž molekuly se skládají z atomů vodíku, které jsou schopny substituovat na atomech kovů a zbytků kyselin. Za normálních podmínek mohou být kyseliny pevné (fosforečné H 3 PO4; křemík H2 SIO 3) a kapalina (v čisté formě kapaliny bude kyselina sírová H2S04).

Takové plyny jako kyseliny chlorovodíkové sulfid HCl chlorid, sulfid vodíku H2S, vhodné kyseliny ve vodných roztokech. Počet vodíkových iontů vytvořených každou molekulou kyselinou během disociace se stanoví kyselým zbytkem (anionem) a základní kyselinou.

Podle protolytická teorie kyselin a základů, navrhl zároveň dánský chemik broncensteed a anglického chemikem Lowri, kyselina nazývá látku, rozdělit S touto reakcí protons. ale základna - látka schopná vezměte protony.

kyselina → Base + H +

Na základě těchto myšlenek jsou jasné hlavní vlastnosti amoniaku, Který vzhledem k přítomnosti středního e-páru s atomem dusíku účinně přijímá proton při interakci s kyselinami, tvořícím amonným iontem pomocí dárce-doprovodné komunikace.

HNO 3 + NH3 ⇆ NH 4 + + NE 3 -

kyselina bázi kyseliny báze

Obecnější definice kyselin a důvodů Nabídl americký chemik v Lewisu. Navrhl to, že kyselé hlavní interakce vůbec nemusí nutně vyskytovat s přenosem tónu. V definici kyselin a důvodů pro Lewis je uvedena hlavní úloha v chemických reakcích elektronické páry.

Kationty, anionty nebo neutrální molekuly schopné přijmout jeden nebo více elektronů volání lewisovy kyseliny.

Například ALF 3 hliníkový fluorid je kyselina, protože je schopen trvat elektronický pár při interakci s amoniakem.

ALF 3 +: NH3 ⇆:

Kationty, anionty nebo neutrální molekuly, které mohou poskytovat elektronické dvojice, se nazývají Lewis base (amoniak - base).

Definice Lewis pokrývá všechny doprovodné a hlavní procesy, které byly považovány za dříve navrhované teorie. Tabulka srovnává stanovení kyselin a v současné době používaných bází.

Kyseliny nomenklatury

Vzhledem k tomu, že existují různá řešení kyselin, jejich klasifikace a nomenklatura jsou poměrně podmíněná.

Podle počtu atomů vodíku schopných štěpení ve vodném roztoku jsou kyseliny rozděleny do monasular. (například HF, HNO 2), pochybný (H 2 CO3, H 2 SO 4) a tří-osa (H 3 PO4).

Ve složení kyselého dělení cheekless. (HSL, H 2 s) a kyslík obsahující (NCLO 4, HNO 3).

Obvykle jména kyselin obsahujících kyslík vyrobený z názvu nemetalky s přidáním konce, -The. Pokud se stupeň oxidace nonmetalu rovná počtu skupiny. Vzhledem k tomu, že stupeň oxidace klesá, změna přípony (za účelem snížení stupně oxidace kovů): -Wn, křičel, -

Pokud vezmeme v úvahu polaritu dodávky vodíku-non-metall v období, je snadno připojit polaritu tohoto spojení s polohou prvku v periodickém systému. Z atomů kovů, snadno ztrácí valenční elektrony, atomy vodíku, vezmi tyto elektrony, tvořící stabilní dvou elektronový plášť skořepinového typu atomu helia a dávají iontové hydridy.

V hydrogenních sloučeninách prvků III-IV skupin periodického systému boridu, hliníku, uhlíku, silikonové formy kovalentní, slabéolární vazby s atomy vodíku, které nejsou náchylné k disociaci. Pro prvky skupiny V-VII periodického systému ve lhůtě se polarita komunikace nemetall-vodíku zvyšuje s nábojem atomu, ale rozložení nábojů v dipólovém vznikajícím jiným než v vodíkových sloučeninách prvků, náchylný k poskytování elektronů. Nemetální atomy, které k dokončení elektronické skořápky potřebují několik elektronů, jsou zpožděny pro sebe (polarizují) pár elektronů komunikace je silnější než již ne jádrový náboj. Proto v řadách CH 4 - NH3-H20 - HF nebo SIH 4 - pH 3 - H2S - HC1 komunikace s atomy vodíku, zbývající kovalentní, získává více polárního charakteru a atom vodíku Dipólový prvek-vodík se stává elektrickým kladným. Pokud jsou polární molekuly v polárním rozpouštědle, může dojít k procesu elektrolytické disociace.

Diskutujeme o chování kyselin obsahujících kyslík ve vodných roztocích. Tyto kyseliny mají spojení N-EH a samozřejmě spojení připojení N-O je ovlivněno spojením O-E. Proto tyto kyseliny se zpravidla disociovat, je to jednodušší než voda.

H 2 SO 3 + H20 ⇆ H H O + + HS0

HNO 3 + H 2O ⇆ H Z o + + ne 3

Na několika příkladech zvažte vlastnosti kyselin obsahujících kyslík, tvořeny prvky, které jsou schopny vykazovat různé stupně oxidace. Je známo že kyselina chlínannic NSLO. velmi slabá Kyselina nclo 2 chloridová slabý Ale silnější než chlorovaná, chlorovaná kyselina nclo 3 silný. Kyselina hloridová nclo 4 - jeden z nejsilnější anorganické kyseliny.

Pro disociaci typu kyseliny (s iontovým iontem štěpení) je nutná komunikace O-H. Jak mohu vysvětlit poklesu síle této souvislosti v řadě NSLO - NSLO 2 - NSLO 3 - NSCLO 4? Tento řádek zvyšuje počet atomů kyslíku spojených s atomem centrálního chloru. Pokaždé, když je vytvořen nový kyslíkový spoj s chlorem, z atomu chloru, a v důsledku toho je hustota elektronů zpožděna z jediného komunikace O-Cl. Výsledkem je, že elektronická hustota částečně odjíždí z O-H připojení, což je z důvodu oslabeno.

Taková správnost - posílení kyselinových vlastností se zvýšením stupně oxidace centrálního atomu - charakteristika nejen pro chlor, ale také pro další prvky. Například kyselina dusičná HNO3, ve které stupeň oxidace dusíku je +5, silnější než dusíkatý kyselina HNO 2 (stupeň oxidace dusíku +3); Kyselina sírová H2S04 (S +6) je silnější než kyselina sírová H2S03 (s +4).

Získání kyselin

1. Lze získat beepless kyseliny s přímým připojením nekovových kovů s vodíkem.

H 2 + SL 2 → 2NCl,

H 2 + s ⇆ h 2 s

2. lze získat některé kyseliny obsahující kyslík interakce kyselin oxidy s vodou.

3. mohou být získány kyseliny bez kyslíku, tak kyslíku. podle výměnných reakcí Mezi solemi a dalšími kyselinami.

BABR 2 + H 2 SO 4 \u003d BASO 4 ↓ + 2NVR

CUSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CUS ↓

FES + H2S04 (PA ZB) \u003d H 2 S + FESO 4

NaCl (t) + H2S04 (konc) \u003d HC1 + NaHSO 4

AGNO 3 + HCL \u003d AGCL ↓ + HNO 3

CACO 3 + 2HBR \u003d CABR 2 + CO 2 + H 2O

4. Některé kyseliny lze získat redoxní reakce.

H202 + SO 2 \u003d H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2N 2 O \u003d Zn 3 Рo 4 + 5NO 2

Můžete rozdělit na dva typy reakcí:

1) všeobecné pro kyselina Reakce jsou spojeny s tvorbou H3O + iontové hydroxony ve vodných roztocích;

2) charakteristický (tj. Charakteristické) reakce specifické kyseliny.

Vodík iont oxidát a restaurování Reakce, obnovení také vodíku v souvislosti s negativně nabitými nebo neutrálními částicemi, které mají nastínil páry elektronů, tj kyselé a základní reakce.

Vlastnosti kyseliny zahrnují reakce kyseliny s kovy směřujícími za řadu napětí na vodík, například:

Zn + 2N + \u003d Zn 2+ + H 2

Mezi reakce kyselinových bází zahrnují reakce se základními oxidy a bázemi, stejně jako s průměrem, hlavními a někdy kyselými solemi.

2 CO 3 + 4HBR \u003d 2CUBR 2 + CO 2 + 3N 2 o

Mg (HCO3) 2 + 2NSL \u003d MgCl2 + 2S02 + 2N 2 O

2kHSO 3 + H2S04 \u003d K2S04 + 2SO 2 + 2H20

Všimněte si, že víceosé kyseliny disociační kroky a při každé další disociaci je obtížnější, tedy s přebytkem kyseliny, kyselé soli jsou nejčastěji vytvořeny a ne průměrné.

CA 3 (PO4) 2 + 4N 3 PO 4 \u003d 3A (H 2 PO 4) 2

Na2S + H 3 PO 4 \u003d Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 \u003d NaH 2 PO 4 + H 2 O

KONE + H 2 S \u003d KHS + H 2 O

Na první pohled se může zdát úžasná tvorba kyselých solí. oxid Orální fluorogenní (pokovování) kyselina. Tato skutečnost však lze vysvětlit. Na rozdíl od všech ostatních halogenových chlorovodíkových kyselin je plastová kyselina v roztokech částečně polymerována (v důsledku tvorby vodíkových vazeb) a v něm mohou být přítomny různé částice (HF) X, a to H2F2, H3F3, atd.

Soukromý případ ekvilibrie kyselé báze - kyselé reakce a báze s ukazateli, které mění jejich nátěr v závislosti na kyselosti roztoku. Indikátory se používají ve vysoce kvalitních analýzách pro detekci a bázi kyseliny v řešeních.

Nejčastěji používané ukazatele - lakmus (v neutrální životní prostředí nachový, v kyselý - Červené, v alkalický - modrá), methylovant (v kyselý životní prostředí Červené, v neutrální - oranžový v alkalický - Žlutá), fenolftalein (v odstranitživotní prostředí raspberry-red. v neutrální a kyselý - bezbarvý).

Specifické vlastnosti Různé kyseliny mohou mít dva typy: Za prvé, reakce vedoucí ke vzdělání nerozpustné soli A za druhé, redoxní transformace. Pokud reakce spojené s přítomností H + iontu, společné pro všechny kyseliny (vysoce kvalitní reakce pro detekci kyseliny) se použijí specifické reakce jako vysoká kvalita pro jednotlivé kyseliny:

AG + + Cl - \u003d AGCL (bílá sraženina)

VA 2+ + SO 4 2- \u003d BASO 4 (bílá sraženina)

3AG + + PO4 3 - \u003d AG 3 PO4 (žlutá sraženina)

Některé specifické kyselé reakce jsou způsobeny jejich redoxními vlastnostmi.

Heave-smýšlející kyseliny ve vodném roztoku mohou být oxidovány pouze.

2kmNo 4 + 16nsl \u003d 5cl 2 + 2xl + 2MNSL 2 + 8N 2 o

H 2 S + VG 2 \u003d S + 2NVG

Kyseliny obsahující kyslík mohou být oxidovány pouze v případě, že centrální atom je v nejnižším nebo mezilehlém stupni oxidace, jako je kyselina sírová:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H20 \u003d H 2 SO 4 + 2NSL

Mnoho kyselin obsahujících kyslík, ve kterých má centrální atom maximální stupeň oxidace (S +6, N +5, SG +6), vykazují vlastnosti silných oxidačních činidel. Koncentrovaná H2S04 je silný oxidační činidlo.

Cu + 2H 2 SO 4 (uzavření) \u003d CUSO 4 + SO 2 + 2N 2 O

PB + 4HNO 3 \u003d PB (č. 3) 2 + 2NO 2 + 2H20

C + 2H 2 SO 4 (con) \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H20

Je třeba si pamatovat, že:

Roztoky kyselin reagují s kovy v elektrochemické řadě napětí vlevo od vodíku, pod dodržováním řady podmínek, z nichž nejdůležitější je tvorba rozpustné soli. Interakce HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) Pokračuje jinak.

Koncentrovaná kyselina sírová ve studených pasivuje hliník, železo, chrom.

Ve vodě se kyselina disociovat do vodíkových kationtů a aniontů kyselých zbytků, například:

Anorganické a organické kyseliny interagují se základními a amfoterními oxidy za předpokladu, že je vytvořena rozpustná sůl:

Obě i jiné kyseliny reagují se základny. Multi-silnější kyseliny mohou tvořit jak střední, tak kyselé soli (jedná se o neutralizační reakci):

Reakce mezi kyselinami a solemi je pouze tehdy, pokud je vytvořena sraženina nebo plyn:

Interakce H 3 PO4 s vápencem přestane v důsledku tvorby na povrchu posledního nerozpustného sedimentu CA 3 (PO4) 2.

Vlastnosti vlastností Nitric HNO 3 a koncentrovaná síra H2S04 (konc.) Kyselina jsou vzhledem k tomu, že když interagují s jednoduchými látkami (kovy a non-kovů), nebudou oxidizátory kationty H + a dusičnanové a sulfátové ionty. To je logické očekávat, že v důsledku těchto reakcí je vytvořen vodík H2, ale získají se další látky: povinná sůl a voda, stejně jako jeden z produktů pro redukci dusičnanů nebo sulfátových iontů, v závislosti na koncentraci kyselin, polohy kovu v řadě napětí a reakčních podmínek (teplota, stupeň kovového drcení atd.).

Tyto znaky chemického chování HNO3 a H2S04 (konc.) Vizuálně ilustrují diples teorie chemické struktury na vzájemný vliv atomů v molekulách látek.

Často zaměňují pojmy volatility a stability (stabilita). Těkavé se nazývají kyseliny, jejichž molekuly se snadno pohybují do plynného stavu, to znamená, že se odpaří. Například kyselina chlorovodíková je těkavá, ale stabilní, stabilní kyselina. Nemůžete posuzovat volatilitu nestabilních kyselin. Například, nestátečná, nerozpustná kyselina křemičitá se rozkládá do vody a SIO 2. Vodné roztoky soli, dusíku, síry, fosforečné a řady dalších kyselin nejsou natřeny. Vodný roztok kyseliny chromové kyseliny H 2 CRO 4 má žlutou barvu, manganové kyseliny HMNO 4 - malina.

Referenční materiál pro testování:

Mendeleevský stůl

Rozpustnost tabulky

Chcete-li využít náhledu prezentací, vytvořte si účet (účtu) Google a přihlaste se k němu: https://account.google.com

Podpisy pro snímky:

Přednášející: Drsinina Tatyana Viktorovna téma lekce: Kyseliny

Cíle lekce: Shrnutí a konsolidovat znalosti o klasifikaci, nomenklatuře, vlastnostech organických a anorganických kyselin. Učíme vysvětlit komunitu chemických vlastností anorganických a organických kyselin, aby bylo možné správně provádět rovnice reakcí v molekulární a iontové formě.

Definice kyselých kyselin v přírodě Klasifikace kyselin Chemické vlastnosti kyselin Příprava kyselin akvizice akvizice kyselin Plan Lesside:

Kyseliny se nazývají elektrolyty, s disociací, z nichž pouze hydratované vodíkové ionty (H3O +) jsou vytvořeny jako kationty (H3O +). 1. Definice kyselin

V roce 1923. Byla navržena protolytická teorie Bernswist Lauri. Kyseliny jsou molekuly nebo ionty, které jsou dárci vodíkových kationtů H +. Kation n + se nazývá proton, takže teorie se nazývá protolytic. Podle elektronické teorie kyselin a základů amerického chemistu G.N. Lewisové kyseliny jsou reagencie, které jsou elektronové akceptory.

2. Kyseliny v deštích přírodních kyselin (dusík, kyselina šedá) kyselina) kyselina v potravinách (jablko, oxal, citron, mlékárna, olej, káva, a další) "chemické zbraně" zvířat a rostlin. Mravenec během skusu vstřikuje jed obsahující kyselinu mravenčí. Využívá a kopřivka.

Pedipalpide pavouk střílí ve svých nepřátelech s tendetem sestávajícími z kyseliny octové. Ploché tisíce používají jed více zapojenými - páry sinylové kyseliny. Amanitors používají kyselinu ibotenovou a jeho komplexní sloučeninu - muscyt. Zničení rockové a půdy tvorby. Lichetices mohou rozlišit kyseliny, které mohou obrátit žulovou do DUCH.

Vitamíny: askorbický, folický, orotický, pangam, nikotin a další. Hyaluronová kyselina je hlavní složkou mazání spojů. Aminokyseliny tvoří proteiny. Kyselina salonová v žaludku aktivuje pepsinogenní enzym, rozkládající se potravinové proteiny a také zničí shnilou mikroflónu. Kyseliny v lidském těle.

Podle kompozice: kyslík obsahující: H NE 3, H2S03; Bezděčný: HC1, H 2 S. Pro zásaditost: (Základnost kyseliny se stanoví počtem kationtů, které jsou vytvořeny během disociace). Monasual: HBB, HNO 2; Dva dole: H2S, H 2 SO 4; Vícesy: h 3 PO4. Úkol. Jméno kyselin a dát jim klasifikaci: HCLO 3, H 2 S, H 3 PO4, HBr. 3. Klasifikace kyselin:

Interakce s kovy umístěnými v elektrochemické řadě kovů namáhá do vodíku. 4. Chemické vlastnosti kyselin: oxidační činidlo, regenerace, oxidační hořčík acetát

Interakce se základními a amfoterními oxidy. Sám:

Interakce s rozpustným a nerozpustným bázemi. Může tvořit střední a kyselé soli. Jedná se o neutralizační reakci. Samotný: 1 mol (přebytek) 1 mol hydrosulfát sodný (kyselá sůl) 1 mol 2mol síran sodný (střední sůl)

Interakce s solemi. Silná kyselina je schopna vychutnat slabou kyselinu i z nerozpustné soli. Sám:

Kyselina salonky pro rozpouštění měřítko a rez s poniklováním, chromem, zinkem atd. Ocelové a litinové výrobky pro odstraňování stupnicí v parních kotlech kyseliny ploové HF. Namočte dřevo pro ochranu termů a jiného hmyzu. Akvizice kyselin

Kyselina sírová pro výrobu fosfátových a dusíkových hnojiv při výrobě výbušnin umělých vláken barviv z plastů lití baterií

Výroba kyseliny dusíku dusíkových hnojiv výbušnin léčivých látek Plastové barvivo umělá vlákna

Úkol 1. Napište vzorce a dávejte charakteristiku s kyselinami na základě jejich klasifikace: kyselina křemičitá, kyselina soxe. Úkol 2. Jaké látky budou reagovat kyselinu fosforečnou: K, S02, Na2S04, Na2C03, MgO, AG, BA (OH) 2. Upevnění

Úloha 1. H 2 SIO 3 - obsahující kyslík, dvouosý, nerozpustný, slabý HF - bez kyslíku, monosulární, rozpustný, slabý úkol 2. Odpovědi

Děkuji za lekci !!!

Kyseliny Komplexní látky se nazývají, složení molekul, které zahrnují atomy vodíku, schopné vyměnit nebo vyměnit na atomech kovů a zbytku kyseliny.

Podle přítomnosti nebo nepřítomnosti kyslíku v kyselé molekule se rozdělí na kyslík obsahující (H 2 SO 4 kyselina sírová, H2S03 Surnerová kyselina, HNO 3 kyselina dusrová, H30 kyselina fosforečná, kyselina H2C03, H2C03 kyselina, H2 SiO 3 kyselina silicová) a neomylný (HF fluoridová kyselina, kyselina chloridová chloridová (kyselina chlorovodíková), kyselina HBR brommrogenní, HI jodochemická kyselina, kyselina hydroxidu sulfidu H2S).

V závislosti na počtu atomů vodíku v molekule kyseliny, jedna osa (s 1H atomem), dvě osy (2H atomy) a tříosou (s 3 h atomy). Například kyselina dusičná HNO 3 je mono-nula, protože v molekule je jeden atom vodíku, kyselina sírová H2S04 – dva chovné, atd.

Anorganické sloučeniny obsahující čtyři atomy vodíku schopné vyměnit kov, velmi málo.

Část molekuly kyseliny bez vodíku se nazývá zbytek kyseliny.

Zbytky kyselinymůže se skládat z jednoho atomu (-Cl, -br, -i) - Jedná se o jednoduché kyselé zbytky a mohou být ze skupiny atomů (-SO 3, -PO 4, -SIO 3) jsou složité zbytky.

Ve vodných roztocích nejsou zbytky kyseliny zničeny ve vodných roztocích:

H 2 SO 4 + CUCL 2 → CUSO 4 + 2 HC1

Slovo anhydrideto znamená bezvodý, to znamená, že kyselina bez vody. Například,

H 2 SO 4 - H20 → SO 3. Bezpreselné anhydridové kyseliny nemají.

Název kyseliny se získá z názvu kyselé složky prvku (kyselý formátátor) s přidáním výpovědí "Naya" a méně běžně "způsobem": H2S04 - Síra; H 2 tak 3 - uhlí; H 2 SIO 3 - Silikon, atd.

Prvek může tvořit několik kyslíkových kyselin. V tomto případě budou uvedené konce v názvech kyselin, když prvek vykazuje nejvyšší valenci (v molekule kyseliny, velký obsah atomů kyslíku). Pokud prvek vykazuje nižší valenci, skončí se názvem kyseliny "Scribble": HNO 3 - dusík, HNO 2 je dusík.

Kyseliny mohou být získány rozpuštěním anhydridů ve vodě. V případě, že anhydridy ve vodě nejsou rozpustné, může být kyselina získána působením jiné silnější kyseliny na soli potřebné kyseliny. Tato metoda je charakteristická jak pro kyslík, tak kyslíkové kyseliny. Kyslíkové kyseliny jsou také získány přímou syntézou vodíku a nonmetal, následované rozpuštěním výsledné sloučeniny ve vodě:

H 2 + Cl 2 → 2 HC1;

H 2 + s → H 2 S.

Roztoky získaných plynných látek HC1 a H2S jsou kyseliny.

Za konvenčních kyselých podmínek jak v kapalném, tak v pevném stavu.

Chemické vlastnosti kyselin

Roztoky kyselin působí na ukazatele. Všechny kyseliny (kromě křemíku) jsou dobře rozpustné ve vodě. Speciální látky - ukazatele umožňují určit přítomnost kyseliny.

Indikátory jsou látka komplexní struktury. Mění jejich obraz v závislosti na interakci s různými chemikáliemi. V neutrálních řešeních mají jednu barvu, v řešení základny - druhá. Při interakci s kyselinou změnou jejich barvy: methylanžový indikátor je natřen červeně, indikátor laktia je také červený.

Interakce s pozemky s tvorbou vody a soli, která obsahuje zbytku konstantní kyseliny (neutralizační reakce):

H 2 SO 4 + CA (OH) 2 → CASO 4 + 2 H 2 O.

Interakce s oxidy na bázi s tvorbou vody a soli (neutralizační reakce). Sůl obsahuje zbytek kyseliny kyseliny, který byl použit v neutralizační reakci:

H 3 PO4 + FE 2O 3 → 2 FEPO 4 + 3 H 2 O.

Interakce s kovy. Pro interakci kyselin s kovy, musí být provedeny některé podmínky:

1. Kov musí být dostatečně aktivní vzhledem k kyselinám (v řadě aktivitě kovu, měl by být umístěn na vodík). Vlevo je kov v řadě aktivity, tím intenzivnější interaguje s kyselinami;

2. Kyselina by měla být dostatečně silná (to je schopna poskytovat ionty vodíku H +).

S tokem chemických reakcí s kovy s kovy se vodík vyrábí a rozlišuje se vodík (s výjimkou interakce kovů s dusičnými a koncentrovanými kyselinami sírové):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;

CU + 4HNO 3 → CUNO 3 + 2 NE 2 + 2 H 2 O.

Máte otázky? Chcete se dozvědět více o kyselinách?
Chcete-li získat pomoc učitele - registrovat.
První lekce je zdarma!

místo, s plným nebo částečným kopírováním materiálu odkazu na původní zdroj je vyžadován.