أسماء الأملاح والأحماض. أسماء بعض الأحماض والأملاح غير العضوية

30.09.2019

حامض	بقايا حمض
معادلة	اسم	معادلة	اسم
هارفارد ب	الهيدروبروميك	ر –	البروميد
حمض الهيدروكلوريك3	المبرومة	BRO3 –	برومات
HCN	سيانيد الهيدروجين (السيانيك)	CN-	السيانيد
حمض الهيدروكلوريك	الهيدروكلوريك (الهيدروكلوريك)	الكلورين –	كلوريد
حمض الهيدروكلوريك	هيبوكلوروس	ClO –	هيبوكلوريت
حمض الهيدروكلوريك2	كلوريد	ClO2 –	كلوريت
حمض الهيدروكلوريك3	هيبوكلوروس	ClO3 –	كلورات
حمض الهيدروكلوريك4	الكلور	كلو 4 –	بيركلورات
H2CO3	فحم	هيدروكلوريد 3 –	بيكربونات
ثاني أكسيد الكربون 32–	كربونات
H2C2O4	حميض	C2O42–	أكسالات
CH3COOH	خل	CH 3 مدير العمليات –	خلات
H2CrO4	كروم	كروم 4 2–	كرومات
H2Cr2O7	ثنائي اللون	كروم 2 يا 7 2–	ثنائي كرومات
التردد العالي	فلوريد الهيدروجين (الفلورايد)	F -	فلوريد
أهلاً	يوديد الهيدروجين	أنا -	يوديد
هيو 3	اليود	IO 3 –	اليود
H2MnO4	المنغنيز	منو 4 2–	المنجنات
HMnO4	المنغنيز	MnO4 –	برمنجنات
حمض الهيدروكلوريك2	نيتروجيني	رقم 2 –	النتريت
حمض الهيدروكلوريك3	نتروجين	رقم 3 -	نترات
H3PO3	الفوسفور	ص 3 3-	فوسفيت
H3PO4	الفوسفور	ص 4 3-	فوسفات
HSCN	هيدروثيوسيانات (رودانيك)	سي إن -	ثيوسيانات (رودانيد)
كبريتيد الهيدروجين	كبريتيد الهيدروجين	س 2-	كبريتيد
H2SO3	كبريتي	الهدف الاستراتيجي 3 2-	كبريتيت
H2SO4	الكبريتيك	الهدف الاستراتيجي 4 2-	كبريتات

نهاية الصفة.

البادئات الأكثر استخدامًا في الأسماء

الاستيفاء من القيم المرجعية

في بعض الأحيان يكون من الضروري معرفة قيمة الكثافة أو التركيز غير الموضحة في الجداول المرجعية. يمكن العثور على المعلمة المطلوبة عن طريق الاستيفاء.

مثال

لتحضير محلول حمض الهيدروكلوريك (HCl) تم أخذ الحمض المتوفر في المختبر وتم تحديد كثافته بواسطة مقياس كثافة السوائل. وتبين أنها تساوي 1.082 جم / سم 3.

من الجدول المرجعي نجد أن الحمض ذو كثافة 1.080 لديه جزء الشامل 16.74%، ومن 1.085 – 17.45%. للعثور على الجزء الكتلي للحمض في محلول موجود، نستخدم صيغة الاستيفاء:

أين هو المؤشر 1 يشير إلى حل أكثر مخفف، و 2 - لمزيد من التركيز.

تمهيد ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

1. المفاهيم الأساسية لطرق التحليل بالمعايرة......7

2. طرق وأساليب المعايرة ...........................9

3. الحساب الكتلة الموليةمعادلات ………………… 16

4. طرق التعبير التكوين الكميحلول

في قياس المعايرة …………………………………………………..21

4.1. حل المسائل النموذجية المتعلقة بأساليب التعبير

التركيب الكمي للحلول .......................... 25

4.1.1. حساب تركيز المحلول على أساس الكتلة و الحجم المعروفين للمحلول.................................................................26

4.1.1.1. مشاكل للحل المستقل...29

4.1.2. تحويل تركيز إلى آخر ...........30

4.1.2.1. مشاكل للحل المستقل...34

5. طرق تحضير المحاليل ...........................36

5.1. حل المشاكل النموذجية لإعداد الحلول

بطرق مختلفة ……………………………..39

5.2. مشاكل للحل المستقل ..........................48

6. حساب نتائج تحليل المعايرة ............ 51

6.1. حساب النتائج المباشرة والإحلالية

المعايرة ………………………………………………….51

6.2. حساب نتائج المعايرة الخلفية ............56

7. طريقة التعادل (معايرة الحمض مع القاعدة)……59

7.1. أمثلة على حل المشكلات النموذجية………………..68

7.1.1. المعايرة المباشرة والاستبدالية ............68

7.1.1.1. مشاكل للحل المستقل...73

7.1.2. المعايرة الخلفية …………………………..76

7.1.2.1. مشاكل للحل المستقل...77

8. طريقة الأكسدة والاختزال (قياس التأكسج) ........... 80

8.1. مشاكل للحل المستقل ............... 89

8.1.1. تفاعلات الأكسدة والاختزال……..89

8.1.2. حساب نتائج المعايرة ............... 90

8.1.2.1. معايرة الاستبدال ..............90

8.1.2.2. المعايرة إلى الأمام والعكس ...........92

9. طريقة التعقيد. قياس التعقيد ...........94

9.1. أمثلة على حل المشكلات النموذجية ...........................102

9.2. مشاكل للحل المستقل ............... 104

10. طريقة الترسيب ………………………………………………………….106

10.1. أمثلة على حل المشكلات النموذجية ...........................110

10.2. مشاكل للحل المستقل ............114

11. المهام الفردية على المعايرة

طرق التحليل ................................ ................................ ................................ 117

11.1. خطة لإكمال مهمة فردية ........... 117

11.2. خيارات للمهام الفردية ..........................123

أجوبة للمسائل ……………………………………………………………………………………………… 124

الرموز ........................................ 127

ملحق …………………………………………… 128

الطبعة التعليمية

الكيمياء التحليلية

7. الأحماض. ملح. العلاقة بين فئات المواد غير العضوية

7.1. الأحماض

الأحماض عبارة عن إلكتروليتات، عند تفككها تتشكل فقط كاتيونات الهيدروجين H + كأيونات موجبة الشحنة (بتعبير أدق، أيونات الهيدرونيوم H 3 O +).

تعريف آخر: الأحماض هي مواد معقدة تتكون من ذرة هيدروجين و بقايا الحمض(الجدول 7.1).

الجدول 7.1

صيغ وأسماء بعض الأحماض وبقايا الأحماض والأملاح

الصيغة الحمضية	اسم حمض	بقايا الحمض (الأنيون)	اسم الأملاح (متوسط)
التردد العالي	الهيدروفلوريك (الفلوريك)	و -	الفلوريدات
حمض الهيدروكلوريك	الهيدروكلوريك (الهيدروكلوريك)	الكلورين -	كلوريدات
هارفارد ب	الهيدروبروميك	ر−	البروميدات
أهلاً	هيدرويوديد	أنا -	يوديدات
كبريتيد الهيدروجين	كبريتيد الهيدروجين	ق 2−	كبريتيدات
H2SO3	كبريتي	SO 3 2 −	الكبريتيت
H2SO4	الكبريتيك	SO 4 2 −	الكبريتات
حمض الهيدروكلوريك2	نيتروجينية	NO2−	النتريت
حمض الهيدروكلوريك3	نتروجين	رقم 3 -	النترات
H2SiO3	السيليكون	شافي 3 2 −	السيليكات
هبو 3	ميتافوسفوريك	ص 3 -	الميتافوسفات
H3PO4	أورثوفوسفوريك	ص 4 3 −	أورثوفوسفات (الفوسفات)
H4P2O7	البيروفوسفوريك (ثنائي الفوسفور)	ف 2 أو 7 4 -	بيروفوسفات (ثنائي الفوسفات)
HMnO4	المنغنيز	منو 4 -	البرمنجنات
H2CrO4	كروم	الكروم 4 2 −	كرومات
H2Cr2O7	ثنائي اللون	الكروم 2 يا 7 2 −	ثنائي كرومات (ثنائي كرومات)
H2SeO4	السيلينيوم	سيو 4 2 −	سيلينات
H3BO3	بورنايا	بو 3 3 −	أجهزة تقويم العظام
حمض الهيدروكلوريك	هيبوكلوروس	ClO –	هيبوكلوريت
حمض الهيدروكلوريك2	كلوريد	ClO2−	الكلوريت
حمض الهيدروكلوريك3	كلور	ClO3−	كلورات
حمض الهيدروكلوريك4	الكلور	كلو 4 -	البيركلورات
H2CO3	فحم	CO 3 3 −	كربونات
CH3COOH	خل	CH 3 COO -	خلات
HCOH	نملة	HCOO -	فورميات

في الظروف العاديةيمكن أن تكون الأحماض مواد صلبة (H 3 PO 4، H 3 BO 3، H 2 SiO 3) وسوائل (HNO 3، H 2 SO 4، CH 3 COOH). يمكن أن توجد هذه الأحماض بشكل فردي (في شكل 100٪) وفي شكل محاليل مخففة ومركزة. على سبيل المثال، H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH معروفة بشكل فردي وفي المحاليل.

ولا يُعرف عدد من الأحماض إلا في المحاليل. هذه كلها هاليدات الهيدروجين (HCl، HBr، HI)، كبريتيد الهيدروجين H 2 S، سيانيد الهيدروجين (HCN الهيدروسيانيك)، الكربونيك H 2 CO 3، حمض الكبريتيك H 2 SO 3، وهي محاليل الغازات في الماء. على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك هو خليط من حمض الهيدروكلوريك وH2O، وحمض الكربونيك هو خليط من ثاني أكسيد الكربون وH2O. ومن الواضح أن استخدام عبارة "المحلول" من حمض الهيدروكلوريك" خطأ.

معظم الأحماض قابلة للذوبان في الماء، وحمض السيليك H 2 SiO 3 غير قابل للذوبان. الغالبية العظمى من الأحماض لها بنية جزيئية. أمثلة الصيغ الهيكليةالأحماض:

في معظم الجزيئات الحمضية المحتوية على الأكسجين، ترتبط جميع ذرات الهيدروجين بالأكسجين. ولكن هناك استثناءات:

يتم تصنيف الأحماض وفقًا لعدد من الخصائص (الجدول 7.2).

الجدول 7.2

تصنيف الأحماض

علامة التصنيف	نوع الحمض	أمثلة
عدد أيونات الهيدروجين المتكونة عند التفكك الكامل لجزيء الحمض	مونوباسي	حمض الهيدروكلوريك، HNO3، CH3COOH
	ثنائي القاعدة	H2SO4، H2S، H2CO3
	قبلي	H3PO4، H3AsO4
وجود أو عدم وجود ذرة الأكسجين في الجزيء	تحتوي على الأكسجين (هيدروكسيدات الحمض، والأحماض الأوكسية)	HNO2، H2SiO3، H2SO4
وجود أو عدم وجود ذرة الأكسجين في الجزيء	خالي من الأكسجين	التردد العالي، H2S، HCN
درجة التفكك (القوة)	قوي (ينفصل تمامًا، إلكتروليتات قوية)	حمض الهيدروكلوريك، HBr، HI، H2SO4 (المخفف)، HNO3، HClO3، HClO4، HMnO4، H2Cr2O7
درجة التفكك (القوة)	ضعيفة (تنفصل جزئيًا، إلكتروليتات ضعيفة)	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، ح 2 SO 4 (كونك)
خصائص الأكسدة	العوامل المؤكسدة بسبب أيونات H + (الأحماض غير المؤكسدة بشكل مشروط)	حمض الهيدروكلوريك، HBr، HI، HF، H 2 SO 4 (ديل)، H 3 PO 4، CH 3 COOH
	العوامل المؤكسدة بسبب الأنيون (الأحماض المؤكسدة)	HNO 3، HMnO 4، H 2 SO 4 (conc)، H 2 Cr 2 O 7
	عوامل الحد من أنيون	حمض الهيدروكلوريك، HBr، HI، H 2 S (ولكن ليس HF)
الاستقرار الحراري	موجودة فقط في الحلول	H2CO3، H2SO3، HClO، HClO2
	يتحلل بسهولة عند تسخينه	ح 2 SO 3، HNO 3، H 2 شافي 3
	مستقرة حراريا	ح 2 سو 4 (كون)، ح 3 ف 4

كل عام الخواص الكيميائيةتنتج الأحماض عن وجود فائض من كاتيونات الهيدروجين H + (H 3 O +) في محاليلها المائية.

1. بسبب زيادة أيونات H +، فإن المحاليل المائية للأحماض تغير لون عباد الشمس البنفسجي وبرتقالي الميثيل إلى اللون الأحمر (لا يتغير لون الفينول فثالين ويبقى عديم اللون). في المحلول المائي لحمض الكربونيك الضعيف، لا يكون لون عباد الشمس أحمر، بل وردي، والمحلول فوق راسب حمض السيليك الضعيف جدًا لا يغير لون المؤشرات على الإطلاق.

2. تتفاعل الأحماض مع الأكاسيد الأساسية والقواعد والهيدروكسيدات المذبذبة وهيدرات الأمونيا (انظر الفصل 6).

مثال 7.1. لتنفيذ التحويل BaO → BaSO 4 يمكنك استخدام: أ) SO 2؛ ب) ح 2 SO 4؛ ج) نا 2 SO 4؛ د) SO 3.

حل. يمكن إجراء التحويل باستخدام H2SO4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

لا يتفاعل Na 2 SO 4 مع BaO، وفي تفاعل BaO مع SO 2 يتكون كبريتيت الباريوم:

BaO + SO 2 = BaSO 3

الجواب: 3).

3. تتفاعل الأحماض مع الأمونيا ومادةها محاليل مائيةمع تكوين أملاح الأمونيوم:

حمض الهيدروكلوريك + NH 3 = NH 4 Cl - كلوريد الأمونيوم؛

ح 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - كبريتات الأمونيوم.

4. تتفاعل الأحماض غير المؤكسدة مع المعادن الموجودة في سلسلة النشاط حتى الهيدروجين لتكوين ملح وإطلاق الهيدروجين:

H 2 SO 4 (مخفف) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

تفاعل الأحماض المؤكسدة (HNO 3، H 2 SO 4 (conc)) مع المعادن محدد للغاية ويتم أخذه في الاعتبار عند دراسة كيمياء العناصر ومركباتها.

5. تتفاعل الأحماض مع الأملاح. رد الفعل لديه عدد من الميزات:

أ) في معظم الحالات، عندما يتفاعل حمض أقوى مع ملح حمض أضعف، يتكون ملح حمض ضعيف وحمض ضعيف، أو، كما يقولون، يزيح حمض أقوى محل أضعف. تبدو سلسلة انخفاض قوة الأحماض كما يلي:

أمثلة على ردود الفعل التي تحدث:

2HCl + Na2CO3 = 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 = 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2

3 ح 2 سو 4 + 2 ك 3 ص 4 = 3 ك 2 سو 4 + 2 ح 3 ص 4

لا تتفاعل مع بعضها البعض، على سبيل المثال، KCl وH 2 SO 4 (مخفف)، NaNO 3 وH 2 SO 4 (مخفف)، K 2 SO 4 وHCl (HNO 3، HBr، HI)، K 3 PO 4 و H 2 CO 3، CH 3 COOK و H 2 CO 3؛

ب) في بعض الحالات، يحل حمض أضعف محل حمض أقوى من الملح:

CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

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

مثل هذه التفاعلات ممكنة عندما لا تذوب رواسب الأملاح الناتجة في الأحماض القوية المخففة الناتجة (H 2 SO 4 و HNO 3) ؛

ج) في حالة تكوين رواسب غير قابلة للذوبان في الأحماض القوية، قد يحدث تفاعل بين حمض قوي وملح مكون من حمض قوي آخر:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

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

AgNO3 + حمض الهيدروكلوريك = AgCl↓ + HNO3

مثال 7.2. أشر إلى الصف الذي يحتوي على صيغ المواد التي تتفاعل مع H 2 SO 4 (المخفف).

1) الزنك، آل 2 يا 3، بوكل (ص)؛ 3) NaNO 3 (p-p)، Na 2 S، NaF، 2) Cu(OH) 2، K 2 CO 3، Ag؛ 4) نا 2 SO 3، Mg، Zn (OH) 2.

حل. تتفاعل جميع مواد الصف 4 مع H 2 SO 4 (dil):

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

ملغم + ح 2 SO 4 = ملغم SO 4 + ح 2

Zn(OH) 2 + H2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O

في الصف 1) التفاعل مع KCl (p-p) غير ممكن، في الصف 2) - مع Ag، في الصف 3) - مع NaNO 3 (p-p).

الجواب: 4).

6. يتصرف حمض الكبريتيك المركز بشكل محدد للغاية في التفاعلات مع الأملاح. هذا حمض غير متطاير ومستقر حرارياً، وبالتالي فهو يزيح جميع الأحماض القوية من الأملاح الصلبة (!)، لأنها أكثر تطايراً من H2SO4 (conc):

بوكل (تلفزيون) + H 2 SO 4 (ملخص) KH SO 4 + حمض الهيدروكلوريك

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

الأملاح المتكونة من الأحماض القوية (HBr، HI، HCl، HNO 3، HClO 4) تتفاعل فقط مع حمض الكبريتيك المركز وفقط عندما تكون في الحالة الصلبة

مثال 7.3. يتفاعل حمض الكبريتيك المركز، على عكس المخفف، بما يلي:

3) كنو 3 (تلفزيون)؛

حل. يتفاعل كلا الحمضين مع KF وNa 2 CO 3 وNa 3 PO 4، ويتفاعل H 2 SO 4 فقط مع KNO 3 (الصلب).

الجواب: 3).

طرق إنتاج الأحماض متنوعة للغاية.

أحماض الأكسجينيستلم:

وذلك بإذابة الغازات المقابلة في الماء:

حمض الهيدروكلوريك (ز) + H2O (ل) → حمض الهيدروكلوريك (p-p)

H 2 S (ز) + H 2 O (ل) → H 2 S (محلول)

من الأملاح عن طريق الإزاحة بأحماض أقوى أو أقل تطايرا:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

بوكل (tv) + H 2 SO 4 (conc) = KH SO 4 + حمض الهيدروكلوريك

نا 2 SO 3 + H 2 SO 4 نا 2 SO 4 + H 2 SO 3

الأحماض المحتوية على الأكسجينيستلم:

وذلك بإذابة الأكاسيد الحمضية المقابلة لها في الماء، بينما تظل درجة أكسدة عنصر تكوين الحمض في الأكسيد والحمض كما هي (باستثناء NO2):

N2O5 + H2O = 2HNO3

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

ف 2 س 5 + 3 ح 2 س 2 ح 3 ص 4

أكسدة اللافلزات بالأحماض المؤكسدة:

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

عن طريق إزاحة حمض قوي من ملح حمض قوي آخر (إذا ترسب راسب غير قابل للذوبان في الأحماض الناتجة):

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

AgNO3 + حمض الهيدروكلوريك = AgCl↓ + HNO3

وذلك بإزاحة الحمض المتطاير من أملاحه بحمض أقل تطايرا.

لهذا الغرض، يتم استخدام حمض الكبريتيك المركز غير المتطاير والمستقر حرارياً في أغلب الأحيان:

NaNO 3 (تلفزيون) + H 2 SO 4 (ملخص) NaH SO 4 + HNO 3

KClO 4 (تلفزيون) + H 2 SO 4 (ملخص) KH SO 4 + HClO 4

إزاحة الحمض الأضعف من أملاحه بحمض أقوى :

Ca 3 (ص 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 ص 4

نانو 2 + حمض الهيدروكلوريك = كلوريد الصوديوم + HNO 2

K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓

الصيغ الحمضية	أسماء الأحماض	أسماء الأملاح المقابلة
حمض الهيدروكلوريك4	الكلور	البيركلورات
حمض الهيدروكلوريك3	هيبوكلوروس	كلورات
حمض الهيدروكلوريك2	كلوريد	الكلوريت
حمض الهيدروكلوريك	هيبوكلوروس	هيبوكلوريت
H5IO6	اليود	الدوريات
هيو 3	اليود	اليودات
H2SO4	الكبريتيك	الكبريتات
H2SO3	كبريتي	الكبريتيت
H2S2O3	ثيوكبريت	ثيوكبريتات
H2S4O6	رباعي	رباعيات
حمض الهيدروكلوريك3	نتروجين	النترات
حمض الهيدروكلوريك2	نيتروجيني	النتريت
H3PO4	أورثوفوسفوريك	أورثوفوسفات
هبو 3	مجازي	الميتافوسفات
H3PO3	الفوسفور	فوسفيت
H3PO2	الفوسفور	هيبوفوسفيت
H2CO3	فحم	كربونات
H2SiO3	السيليكون	السيليكات
HMnO4	المنغنيز	برمنجنات
H2MnO4	المنغنيز	المنجنات
H2CrO4	كروم	الكرومات
H2Cr2O7	ثنائي اللون	ثنائي اللون
التردد العالي	فلوريد الهيدروجين (الفلورايد)	الفلوريدات
حمض الهيدروكلوريك	الهيدروكلوريك (الهيدروكلوريك)	كلوريدات
هارفارد ب	الهيدروبروميك	البروميدات
أهلاً	يوديد الهيدروجين	يوديدات
كبريتيد الهيدروجين	كبريتيد الهيدروجين	كبريتيدات
HCN	سيانيد الهيدروجين	السيانيد
هون	ازرق سماوي	السيانات

اسمحوا لي أن أذكركم بإيجاز أمثلة محددةكيفية استدعاء الأملاح بشكل صحيح.

مثال 1. يتكون الملح K 2 SO 4 من بقايا حمض الكبريتيك (SO 4) ومعدن K. وتسمى أملاح حمض الكبريتيك بالكبريتات. ك 2 SO 4 - كبريتات البوتاسيوم.

مثال 2. FeCl 3 - يحتوي الملح على الحديد وبقايا حمض الهيدروكلوريك (Cl). اسم الملح: كلوريد الحديد (III). يرجى ملاحظة: في في هذه الحالةلا يجب علينا تسمية المعدن فحسب، بل يجب علينا أيضًا الإشارة إلى تكافؤه (III). في المثال السابق، لم يكن ذلك ضروريًا، لأن تكافؤ الصوديوم ثابت.

هام: يجب أن يشير اسم الملح إلى تكافؤ المعدن فقط إذا كان المعدن له تكافؤ متغير!

مثال 3. Ba(ClO) 2 - يحتوي الملح على الباريوم والباقي من حمض الهيبوكلوروس (ClO). اسم الملح: هيبوكلوريت الباريوم. وتكافؤ المعدن Ba في جميع مركباته هو اثنان، ولا يحتاج إلى بيان.

مثال 4. (NH4) 2Cr2O7. مجموعة NH4 تسمى الأمونيوم، وتكافؤ هذه المجموعة ثابت. اسم الملح: ثنائي كرومات الأمونيوم (ثنائي كرومات).

في الأمثلة المذكورة أعلاه واجهنا فقط ما يسمى. أملاح متوسطة أو عادية. لن يتم هنا مناقشة الأملاح الحمضية والقاعدية والمزدوجة والمعقدة وأملاح الأحماض العضوية.

إذا كنت مهتمًا ليس فقط بتسمية الأملاح، ولكن أيضًا بطرق تحضيرها وخصائصها الكيميائية، فإنني أوصيك بالرجوع إلى الأقسام ذات الصلة من كتاب الكيمياء المرجعي: "

الأحماض- مواد معقدة تتكون من ذرة هيدروجين واحدة أو أكثر يمكن أن تحل محلها ذرات معدنية وبقايا حمضية.

تصنيف الأحماض

1. حسب عدد ذرات الهيدروجين: عدد ذرات الهيدروجين (ن ) يحدد قاعدة الأحماض:

ن= 1 أحادية القاعدة

ن= 2 ديباز

ن= 3 قاعدة قبلية

2. حسب التكوين:

أ) جدول الأحماض المحتوية على الأكسجين وبقايا الأحماض وأكاسيد الحمض المقابلة:

حمض (ح ن أ)	بقايا الحمض (أ)	أكسيد الحمض المقابل
H2SO4 الكبريتيك	SO 4 (II) كبريتات	أكسيد الكبريت SO3 (VI)
HNO3 نيتروجين	NO3(I) نترات	N2O5 أكسيد النيتريك (V)
HMnO 4 المنغنيز	برمنجنات MnO 4 (I).	من2O7 أكسيد المنغنيز (سابعا)
H2SO3 كبريتي	SO 3 (II) كبريتيت	أكسيد الكبريت SO2 (IV)
H 3 PO 4 أورثوفوسفوريك	بو 4 (III) أورثوفوسفات	ف2O5 أكسيد الفوسفور (V)
HNO2 نيتروجيني	NO2 (I) النتريت	N2O3 أكسيد النيتريك (III)
H2CO3 الفحم	كربونات ثاني أكسيد الكربون (II).	ثاني أكسيد الكربون أول أكسيد الكربون (رابعا)
H2SiO3 السيليكون	سيليكات SiO 3 (II).	SiO2 أكسيد السيليكون (IV).
حمض الهيدروكلوريك هيبوكلوروس	ClO(I) هيبوكلوريت	C l 2 O أكسيد الكلور (I)
كلوريد حمض الهيدروكلوريك 2	كلو 2 (أنا)كلوريت	C l2O3 أكسيد الكلور (III)
حمض الهيدروكلوريك 3 كلورات	ClO3(I) كلورات	C l 2 O 5 أكسيد الكلور (V)
حمض الهيدروكلوريك 4 الكلور	ClO 4 (I) بيركلورات	C l2O7 أكسيد الكلور (السابع)

ب) جدول الأحماض الخالية من الأكسجين

حمض (ح ن أ)	بقايا الحمض (أ)
هيدروكلوريك هيدروكلوريك، هيدروكلوريك	Cl(I) كلوريد
H2S كبريتيد الهيدروجين	S(II) كبريتيد
بروميد الهيدروجين HBr	Br(I) بروميد
مرحبا يوديد الهيدروجين	أنا (أنا) يوديد
فلوريد الهيدروجين HF، الفلورايد	F(I) الفلورايد

الخصائص الفيزيائية للأحماض

العديد من الأحماض، مثل الكبريتيك والنيتريك والهيدروكلوريك، هي سوائل عديمة اللون. الأحماض الصلبة معروفة أيضًا: أورثوفوسفوريك، ميتافوسفوريك HPO 3، البوريك H 3 BO 3 . تقريبا جميع الأحماض قابلة للذوبان في الماء. مثال على حمض غير قابل للذوبان هو حمض السيليك H2SiO3 . المحاليل الحمضية لها طعم حامض. على سبيل المثال، تكتسب العديد من الفواكه طعمًا حامضًا بسبب الأحماض التي تحتوي عليها. ومن هنا أسماء الأحماض: الستريك، الماليك، الخ.

طرق إنتاج الأحماض

خالية من الأكسجين	تحتوي على الأكسجين
حمض الهيدروكلوريك، حمض الهيدروكلوريك، مرحبا، HF، H2S	HNO3، H2SO4 وغيرها
يستلم
1. التفاعل المباشر بين اللافلزات ح 2 + الكلور 2 = 2 حمض الهيدروكلوريك	1. أكسيد الحمض+ ماء = حمض SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2. التفاعل التبادلي بين الملح والحمض الأقل تطايرا 2 NaCl (مخلوط) + H 2 SO 4 (مركز) = Na 2 SO 4 + 2HCl

الخواص الكيميائية للأحماض

1. تغيير لون المؤشرات

اسم المؤشر	بيئة محايدة	البيئة الحمضية
عباد الشمس	البنفسجي	أحمر
الفينول فثالين	عديم اللون	عديم اللون
ميتيل برتقالي	البرتقالي	أحمر
ورقة المؤشر العالمي	البرتقالي	أحمر

2. التفاعل مع المعادن في سلسلة النشاط حتى ح 2

(غير شامل. HNO 3 -حمض النيتريك)

فيديو "تفاعل الأحماض مع المعادن"

أنا + الحمض = الملح + ح 2 (ص. الاستبدال)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. مع الأكاسيد الأساسية (المذبذبة). – أكاسيد المعادن

فيديو "تفاعل أكاسيد المعادن مع الأحماض"

الفراء x O y + الحمض = الملح + H 2 O (صرف الروبل)

4. التفاعل مع القواعد – تفاعل التعادل

الحمض + القاعدة = الملح + ح 2 يا (صرف الروبل)

ح 3 ص 4 + 3 هيدروكسيد الصوديوم = نا 3 ص 4 + 3 ح 2 يا

5. تتفاعل مع أملاح الأحماض الضعيفة المتطايرة - إذا تشكل حمض أو رواسب أو تطور غاز:

2 NaCl (مخلوط) + H 2 SO 4 (مركز) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( ر . تبادل )

فيديو "تفاعل الأحماض مع الأملاح"

6. تحلل الأحماض المحتوية على الأكسجين عند تسخينها

(غير شامل. ح 2 لذا 4 ; ح 3 ص.ب. 4 )

الحمض = أكسيد الحمض + الماء (ص. التوسع)

يتذكر!الأحماض غير المستقرة (الأحماض الكربونية والكبريتية) - تتحلل إلى غاز وماء:

ح 2 كو 3 ↔ ح 2 أو + كو 2

ح 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

حمض كبريتيد الهيدروجين في المنتجاتيتم إطلاقه على شكل غاز:

CaS + 2HCl = H2S+كاليفورنياCl2

المهام المهمة

رقم 1. نشر الصيغ الكيميائيةالأحماض في الجدول. أعطهم أسماء:

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، الأحماض

بس الحامض-

محلي

تحتوي على الأكسجين

قابل للذوبان

لا يتحلل في الماء

واحد-

أساسي

ثنائي أساسي

ثلاثة أساسية

رقم 2. اكتب معادلات التفاعل:

الكالسيوم + حمض الهيدروكلوريك

نا + H2SO4

آل + H2S

الكالسيوم + H3PO4
قم بتسمية منتجات التفاعل.

رقم 3. اكتب معادلات التفاعل وقم بتسمية النواتج:

نا 2 O + H 2 CO 3

أكسيد الزنك + حمض الهيدروكلوريك

كاو + HNO3

الحديد 2 يا 3 + ح 2 سو 4

رقم 4. اكتب معادلات تفاعل الأحماض مع القواعد والأملاح:

كوه + HNO3

هيدروكسيد الصوديوم + H2SO3

Ca(OH) 2 + H 2 S

آل (OH) 3 + HF

حمض الهيدروكلوريك + Na2SiO3

H2SO4 + K2CO3

HNO3+CaCO3

قم بتسمية منتجات التفاعل.

تمارين

المدرب رقم 1. "صيغة وأسماء الأحماض"

المدرب رقم 2. "تأسيس المراسلات: صيغة الحمض - صيغة الأكسيد"

احتياطات السلامة - الإسعافات الأولية في حالة ملامسة الحمض للجلد

احتياطات السلامة -

أسماء بعض الأحماض والأملاح غير العضوية

الصيغ الحمضية	أسماء الأحماض	أسماء الأملاح المقابلة
حمض الهيدروكلوريك4	الكلور	البيركلورات
حمض الهيدروكلوريك3	هيبوكلوروس	كلورات
حمض الهيدروكلوريك2	كلوريد	الكلوريت
حمض الهيدروكلوريك	هيبوكلوروس	هيبوكلوريت
H5IO6	اليود	الدوريات
هيو 3	اليود	اليودات
H2SO4	الكبريتيك	الكبريتات
H2SO3	كبريتي	الكبريتيت
H2S2O3	ثيوكبريت	ثيوكبريتات
H2S4O6	رباعي	رباعيات
حمض الهيدروكلوريك3	نتروجين	النترات
حمض الهيدروكلوريك2	نيتروجيني	النتريت
H3PO4	أورثوفوسفوريك	أورثوفوسفات
هبو 3	مجازي	الميتافوسفات
H3PO3	الفوسفور	فوسفيت
H3PO2	الفوسفور	هيبوفوسفيت
H2CO3	فحم	كربونات
H2SiO3	السيليكون	السيليكات
HMnO4	المنغنيز	برمنجنات
H2MnO4	المنغنيز	المنجنات
H2CrO4	كروم	الكرومات
H2Cr2O7	ثنائي اللون	ثنائي اللون
التردد العالي	فلوريد الهيدروجين (الفلورايد)	الفلوريدات
حمض الهيدروكلوريك	الهيدروكلوريك (الهيدروكلوريك)	كلوريدات
هارفارد ب	الهيدروبروميك	البروميدات
أهلاً	يوديد الهيدروجين	يوديدات
كبريتيد الهيدروجين	كبريتيد الهيدروجين	كبريتيدات
HCN	سيانيد الهيدروجين	السيانيد
هون	ازرق سماوي	السيانات

اسمحوا لي أن أذكركم بإيجاز، باستخدام أمثلة محددة، بكيفية تسمية الأملاح بشكل صحيح.

مثال 2. FeCl 3 - يحتوي الملح على الحديد وبقايا حمض الهيدروكلوريك (Cl). اسم الملح: كلوريد الحديد (III). يرجى ملاحظة: في هذه الحالة، يجب علينا ليس فقط تسمية المعدن، ولكن أيضًا الإشارة إلى تكافؤه (III). في المثال السابق، لم يكن ذلك ضروريًا، لأن تكافؤ الصوديوم ثابت.

هام: يجب أن يشير اسم الملح إلى تكافؤ المعدن فقط إذا كان المعدن له تكافؤ متغير!

مقالات مماثلة: