Tableau des formules des sels et de leurs noms. Acides : classification et propriétés chimiques

Sans oxygène :	Basicité	Nom du sel
HCl - chlorhydrique (chlorhydrique)	monobasique	chlorure
HBr - bromhydrique	monobasique	bromure
HI - iodhydrate	monobasique	iodure
HF - fluorhydrique (fluorique)	monobasique	fluorure
H 2 S - sulfure d'hydrogène	dibasique	sulfure
Contenant de l'oxygène :
HNO 3 – azote	monobasique	nitrate
H 2 SO 3 - sulfureux	dibasique	sulfite
H 2 SO 4 – sulfurique	dibasique	sulfate
H 2 CO 3 - charbon	dibasique	carbonate
H 2 SiO 3 - silicium	dibasique	silicate
H 3 PO 4 - orthophosphorique	tribasique	orthophosphate

Sels – substances complexes constituées d’atomes métalliques et de résidus acides. Il s'agit de la classe de composés inorganiques la plus nombreuse.

Classification. Par composition et propriétés : moyen, acide, basique, double, mixte, complexe

Sels moyens sont des produits de remplacement complet des atomes d'hydrogène d'un acide polybasique par des atomes métalliques.

Lors de la dissociation, seuls des cations métalliques (ou NH 4 +) sont produits. Par exemple:

Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO

CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -

Sels acides sont des produits du remplacement incomplet des atomes d'hydrogène d'un acide polybasique par des atomes métalliques.

Lors de leur dissociation, ils produisent des cations métalliques (NH 4 +), des ions hydrogène et des anions du résidu acide, par exemple :

NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO .

Sels basiques sont des produits de remplacement incomplet des groupes OH - la base correspondante avec des résidus acides.

Lors de leur dissociation, ils donnent des cations métalliques, des anions hydroxyle et un résidu acide.

Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .

Sels doubles contiennent deux cations métalliques et, lors de la dissociation, donnent deux cations et un anion.

KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO

Sels complexes contiennent des cations ou des anions complexes.

Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -

Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -

Relation génétique entre différentes classes de composés

PARTIE EXPÉRIMENTALE

Équipements et ustensiles: support avec tubes à essai, lave-linge, lampe à alcool.

Réactifs et matériaux: phosphore rouge, oxyde de zinc, granulés de Zn, poudre de chaux éteinte Ca(OH) 2, solutions 1 mol/dm 3 de NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HСl, H 2 SO 4, papier indicateur universel, solution de phénolphtaléine, méthylorange, eau distillée.

Demande de service

1. Versez l'oxyde de zinc dans deux tubes à essai ; ajoutez une solution acide (HCl ou H 2 SO 4) à l'une et une solution alcaline (NaOH ou KOH) à l'autre et chauffez légèrement sur une lampe à alcool.

Observations : L'oxyde de zinc se dissout-il dans une solution acide et alcaline ?

Écrire des équations

Conclusions : 1. À quel type d’oxyde appartient le ZnO ?

2. Quelles propriétés ont les oxydes amphotères ?

Préparation et propriétés des hydroxydes

2.1. Trempez la pointe de la bande indicatrice universelle dans la solution alcaline (NaOH ou KOH). Comparez la couleur obtenue de la bande indicatrice avec l'échelle de couleurs standard.

Observations : Enregistrez la valeur du pH de la solution.

2.2. Prenez quatre tubes à essai, versez 1 ml de solution de ZnSO 4 dans le premier, CuSO 4 dans le second, AlCl 3 dans le troisième et FeCl 3 dans le quatrième. Ajouter 1 ml de solution de NaOH dans chaque tube à essai. Écrivez des observations et des équations pour les réactions qui se produisent.

Observations : Des précipitations se produisent-elles lorsqu'un alcali est ajouté à une solution saline ? Indiquez la couleur du sédiment.

Écrire des équations réactions se produisant (sous forme moléculaire et ionique).

Conclusions : Comment préparer des hydroxydes métalliques ?

2.3. Transférer la moitié des sédiments obtenus dans l'expérience 2.2 dans d'autres tubes à essai. Traitez une partie du sédiment avec une solution de H 2 SO 4 et l'autre avec une solution de NaOH.

Observations : La dissolution des précipités se produit-elle lorsque des alcalis et des acides sont ajoutés aux précipités ?

Écrire des équations réactions se produisant (sous forme moléculaire et ionique).

Conclusions : 1. Quels types d'hydroxydes sont Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 3 ?

2. Quelles propriétés ont les hydroxydes amphotères ?

Obtention de sels.

3.1. Versez 2 ml de solution de CuSO 4 dans un tube à essai et plongez un ongle nettoyé dans cette solution. (La réaction est lente, des changements à la surface de l'ongle apparaissent après 5 à 10 minutes).

Observations : Y a-t-il des changements à la surface de l’ongle ? Qu'est-ce qui est déposé ?

Écrivez l’équation de la réaction redox.

Conclusions : Compte tenu de la gamme de contraintes métalliques, indiquez la méthode d'obtention des sels.

3.2. Placez un granule de zinc dans un tube à essai et ajoutez une solution de HCl.

Observations : Y a-t-il un dégagement de gaz ?

Écrivez l'équation

Conclusions : Expliquer cette méthode obtenir des sels ?

3.3. Versez un peu de poudre de chaux éteinte Ca(OH) 2 dans un tube à essai et ajoutez une solution de HCl.

Observations : Y a-t-il un dégagement de gaz ?

Écrivez l'équation la réaction en cours (sous forme moléculaire et ionique).

Conclusion: 1. Quel type de réaction est l’interaction entre un hydroxyde et un acide ?

2. Quelles substances sont les produits de cette réaction ?

3.5. Versez 1 ml de solutions salines dans deux tubes à essai : dans le premier - sulfate de cuivre, dans le second - chlorure de cobalt. Ajouter aux deux tubes à essai goutte à goutte solution d'hydroxyde de sodium jusqu'à formation de précipitation. Ajoutez ensuite l'excès d'alcali dans les deux tubes à essai.

Observations : Indiquer les changements de couleur des précipitations dans les réactions.

Écrivez l'équation la réaction en cours (sous forme moléculaire et ionique).

Conclusion: 1. À la suite de quelles réactions se forment des sels basiques ?

2. Comment convertir des sels basiques en sels moyens ?

Tâches de test :

1. À partir des substances répertoriées, notez les formules des sels, bases, acides : Ca(OH) 2, Ca(NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH
Zn(OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4.

2. Indiquez les formules des oxydes correspondant aux substances répertoriées H 2 SO 4, H 3 AsO 3, Bi(OH) 3, H 2 MnO 4, Sn(OH) 2, KOH, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, Ge( OH) 4 .

3. Quels hydroxydes sont amphotères ? Notez les équations de réaction caractérisant l'amphotéricité de l'hydroxyde d'aluminium et de l'hydroxyde de zinc.

4. Lequel des composés suivants interagira par paires : P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Écrivez les équations des réactions possibles.

Travaux de laboratoire N°2 (4 heures)

Sujet: Analyse qualitative des cations et des anions

Cible: maîtriser la technique de conduite de réactions qualitatives et de groupe sur les cations et les anions.

PARTIE THÉORIQUE

La tâche principale de l'analyse qualitative est d'établir composition chimique substances présentes dans divers objets (matériaux biologiques, médicaments, produits alimentaires, objets environnement). Cet article examine une analyse qualitative substances inorganiques, qui sont des électrolytes, c'est-à-dire essentiellement une analyse qualitative des ions. Parmi l'ensemble des ions présents, les plus importants en termes médicaux et biologiques ont été sélectionnés : (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K +, Mg 2+, Cl -, PO , CO, etc. ). Beaucoup de ces ions font partie de divers médicaments et produits alimentaires.

Tous ne sont pas utilisés dans l’analyse qualitative réactions possibles, mais uniquement ceux qui s'accompagnent d'un effet analytique clair. Les effets analytiques les plus courants : apparition d'une nouvelle couleur, dégagement de gaz, formation d'un précipité.

Il existe deux approches fondamentalement différentes pour analyse qualitative: fractionné et systématique . En analyse systématique, des réactifs de groupe sont nécessairement utilisés pour séparer les ions présents en groupes distincts, et dans certains cas en sous-groupes. Pour ce faire, certains ions sont convertis en composés insolubles et certains ions sont laissés en solution. Après avoir séparé le précipité de la solution, ils sont analysés séparément.

Par exemple, la solution contient des ions A1 3+, Fe 3+ et Ni 2+. Si cette solution est exposée à un excès d'alcali, un précipité de Fe(OH) 3 et de Ni(OH) 2 précipite, et les ions [A1(OH) 4 ] - restent dans la solution. Le précipité contenant des hydroxydes de fer et de nickel se dissoudra partiellement lorsqu'il sera traité avec de l'ammoniac en raison du passage à une solution 2+. Ainsi, en utilisant deux réactifs - alcali et ammoniac, deux solutions ont été obtenues : l'une contenait des ions [A1(OH) 4 ] -, l'autre contenait des ions 2+ et un précipité Fe(OH) 3. A l'aide de réactions caractéristiques, la présence de certains ions est alors prouvée dans les solutions et dans le précipité, qu'il faut préalablement dissoudre.

L'analyse systématique est principalement utilisée pour la détection d'ions dans des mélanges complexes à plusieurs composants. C'est très laborieux, mais son avantage réside dans la formalisation aisée de toutes les actions qui s'inscrivent dans un schéma clair (méthodologie).

Pour effectuer une analyse fractionnaire, seules les réactions caractéristiques sont utilisées. Évidemment, la présence d’autres ions peut fausser considérablement les résultats de la réaction (chevauchement des couleurs, précipitations indésirables, etc.). Pour éviter cela, l'analyse fractionnaire utilise principalement des réactions très spécifiques qui donnent un effet analytique avec un petit nombre d'ions. Pour réussir les réactions, il est très important de maintenir certaines conditions, notamment le pH. Très souvent, en analyse fractionnée, il est nécessaire de recourir au masquage, c'est-à-dire de convertir les ions en composés incapables de produire un effet analytique avec le réactif sélectionné. Par exemple, la diméthylglyoxime est utilisée pour détecter l’ion nickel. L'ion Fe 2+ donne un effet analytique similaire à ce réactif. Pour détecter Ni 2+, l'ion Fe 2+ est transféré à un complexe fluorure stable 4- ou oxydé en Fe 3+, par exemple avec du peroxyde d'hydrogène.

L'analyse fractionnée est utilisée pour détecter les ions dans des mélanges plus simples. Le temps d’analyse est considérablement réduit, mais cela nécessite davantage de la part de l’expérimentateur. connaissance approfondie modèles de flux réactions chimiques, car il est assez difficile de prendre en compte dans une technique spécifique tous les cas possibles d'influence mutuelle des ions sur la nature des effets analytiques observés.

Dans la pratique analytique, ce qu'on appelle fractionnaire-systématique méthode. Avec cette approche, un nombre minimum de réactifs de groupe est utilisé, ce qui permet de définir des tactiques d'analyse dans Plan général, qui est ensuite réalisée selon la méthode fractionnaire.

Selon la technique de conduite des réactions analytiques, on distingue les réactions : sédimentaires ; microcristalscopique; accompagné du dégagement de produits gazeux ; réalisé sur papier; extraction; coloré dans des solutions; coloration de la flamme.

Lors de la réalisation de réactions sédimentaires, il faut noter la couleur et la nature du précipité (cristallin, amorphe) ; si nécessaire, des tests complémentaires sont effectués : la solubilité du précipité est vérifiée dans les acides forts et faibles, les alcalis et l'ammoniac, ainsi qu'un excès du réactif. Lors de réactions accompagnées de dégagement de gaz, sa couleur et son odeur sont notées. Dans certains cas, des tests complémentaires sont effectués.

Par exemple, si l’on soupçonne que le gaz libéré est du monoxyde de carbone (IV), il passe dans un excès d’eau de chaux.

Dans les analyses fractionnaires et systématiques, les réactions au cours desquelles une nouvelle couleur apparaît sont largement utilisées, il s'agit le plus souvent de réactions de complexation ou de réactions redox.

DANS dans certains cas Il est pratique d'effectuer de telles réactions sur papier (réactions de gouttelettes). Réactifs qui ne se décomposent pas conditions normales, appliqué au papier à l’avance. Ainsi, pour détecter le sulfure d'hydrogène ou les ions sulfure, on utilise du papier imprégné de nitrate de plomb [le noircissement se produit en raison de la formation de sulfure de plomb (II)]. De nombreux agents oxydants sont détectés à l'aide de papier d'amidon iodé, c'est-à-dire papier imbibé de solutions d'iodure de potassium et d'amidon. Dans la plupart des cas, les réactifs nécessaires sont appliqués sur le papier lors de la réaction, par exemple de l'alizarine pour l'ion A1 3+, du cupron pour l'ion Cu 2+, etc. Pour rehausser la couleur, une extraction dans un solvant organique est parfois utilisée. Pour les tests préliminaires, des réactions de couleur de flamme sont utilisées.

Formules acides	Noms des acides	Noms des sels correspondants
HClO4	chlore	perchlorates
HClO3	hypochloreux	chlorates
HClO2	chlorure	chlorites
HClO	hypochloreux	hypochlorites
H5IO6	iode	périodes
HIO3	iodique	iodates
H2SO4	sulfurique	sulfates
H2SO3	sulfureux	sulfites
H2S2O3	thiosoufre	thiosulfates
H2S4O6	tétrathionique	tétrathionates
HNO3	azote	nitrates
HNO2	azoté	nitrites
H3PO4	orthophosphorique	orthophosphates
HPO3	métaphosphorique	métaphosphates
H3PO3	phosphoreux	phosphites
H3PO2	phosphoreux	hypophosphites
H2CO3	charbon	carbonates
H2SiO3	silicium	silicates
HMnO4	manganèse	permanganates
H2MnO4	manganèse	manganates
H2CrO4	chrome	chromates
H2Cr2O7	bichrome	dichromates
HF	fluorure d'hydrogène (fluorure)	fluorures
HCl	chlorhydrique (chlorhydrique)	chlorures
HBr	bromhydrique	bromures
SALUT	iodure d'hydrogène	iodures
H2S	sulfure d'hydrogène	sulfures
HCN	cyanure d'hydrogène	cyanures
HOCN	cyan	cyanates

Permettez-moi de vous rappeler brièvement exemples spécifiques comment appeler correctement les sels.

Exemple 1. Le sel K 2 SO 4 est formé d'un résidu d'acide sulfurique (SO 4) et de métal K. Les sels d'acide sulfurique sont appelés sulfates. K 2 SO 4 - sulfate de potassium.

Exemple 2. FeCl 3 - le sel contient du fer et le reste d'acide chlorhydrique(Cl). Nom du sel : chlorure de fer (III). Attention : dans dans ce cas il faut non seulement nommer le métal, mais aussi indiquer sa valence (III). Dans l’exemple précédent, cela n’était pas nécessaire puisque la valence du sodium est constante.

Important : le nom du sel ne doit indiquer la valence du métal que si le métal a une valence variable !

Exemple 3. Ba(ClO) 2 - le sel contient du baryum et le reste de l'acide hypochloreux (ClO). Nom du sel : hypochlorite de baryum. La valence du métal Ba dans tous ses composés est de deux ; il n'est pas nécessaire de l'indiquer.

Exemple 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Le groupe NH 4 est appelé ammonium, la valence de ce groupe est constante. Nom du sel : dichromate d'ammonium (dichromate).

Dans les exemples ci-dessus, nous n'avons rencontré que ce qu'on appelle. sels moyens ou normaux. Les sels acides, basiques, doubles et complexes, les sels d'acides organiques ne seront pas abordés ici.

Si vous êtes intéressé non seulement par la nomenclature des sels, mais aussi par les méthodes de leur préparation et Propriétés chimiques, je recommande de se tourner vers les sections pertinentes de l'ouvrage de référence de chimie : "

Acide	Résidu acide
Formule	Nom	Formule	Nom
HBr	bromhydrique	Frère –	bromure
HBrO3	bromé	BrO3 –	bromate
HCN	cyanure d'hydrogène (cyanique)	CN-	cyanure
HCl	chlorhydrique (chlorhydrique)	Cl –	chlorure
HClO	hypochloreux	ClO –	hypochlorite
HClO2	chlorure	ClO2 –	chlorite
HClO3	hypochloreux	ClO3 –	chlorate
HClO4	chlore	ClO4 –	perchlorate
H2CO3	charbon	HCO3 –	bicarbonate
CO 3 2–	carbonate
H2C2O4	oseille	C2O42–	oxalate
CH3COOH	vinaigre	CH 3 COO –	acétate
H2CrO4	chrome	CrO4 2–	chromate
H2Cr2O7	bichrome	Cr 2 O 7 2–	dichromate
HF	fluorure d'hydrogène (fluorure)	F -	fluorure
SALUT	iodure d'hydrogène	JE -	iodure
HIO3	iodique	OI 3 –	iodate
H2MnO4	manganèse	MnO 4 2–	manganate
HMnO4	manganèse	MnO4 –	permanganate
HNO2	azoté	NON 2 –	nitrite
HNO3	azote	N ° 3 -	nitrate
H3PO3	phosphoreux	OREN 3 3–	phosphite
H3PO4	phosphore	OREN 4 3–	phosphate
HSCN	hydrothiocyanate (rhodanique)	RCS -	thiocyanate (rhodanide)
H2S	sulfure d'hydrogène	S2–	sulfure
H2SO3	sulfureux	DONC 3 2–	sulfite
H2SO4	sulfurique	DONC 4 2–	sulfate

Fin adj.

Préfixes les plus souvent utilisés dans les noms

Interpolation des valeurs de référence

Parfois, il est nécessaire de connaître une valeur de densité ou de concentration qui n'est pas indiquée dans les tableaux de référence. Le paramètre requis peut être trouvé par interpolation.

Exemple

Pour préparer la solution de HCl, on a prélevé l'acide disponible en laboratoire dont la densité a été déterminée par un densimètre. Il s’est avéré qu’il était égal à 1,082 g/cm3.

D'après le tableau de référence, nous constatons que l'acide avec une densité de 1,080 a fraction massique 16,74% et de 1,085 à 17,45%. Pour trouver la fraction massique d'acide dans une solution existante, nous utilisons la formule d'interpolation :

%,

où est l'indice 1 fait référence à une solution plus diluée, et 2 - à plus concentré.

Préface……………………………..………….……….…......3

1. Concepts de base des méthodes d'analyse titrimétriques......7

2. Méthodes et méthodes de titrage………………………....……...9

3. Calcul masse molaireéquivalents.…………………16

4. Méthodes d'expression de la composition quantitative des solutions

en titrimétrie……………………………………………………..21

4.1. Résoudre des problèmes typiques sur les méthodes d'expression

composition quantitative des solutions……………….……25

4.1.1. Calcul de la concentration d'une solution en fonction de la masse et du volume connus de la solution………………………………………………………..26

4.1.1.1. Problèmes pour une solution indépendante...29

4.1.2. Conversion d'une concentration à une autre………...30

4.1.2.1. Problèmes pour une solution indépendante...34

5. Méthodes de préparation des solutions…………………………...36

5.1. Résoudre des problèmes typiques pour préparer des solutions

de diverses manières…………………………………..39

5.2. Problèmes pour une solution indépendante………………….48

6. Calcul des résultats de l'analyse titrimétrique……….........51

6.1. Calcul des résultats directs et de substitution

titrage…………………………………………………………...51

6.2. Calcul des résultats du titrage en retour……………...56

7. Méthode de neutralisation (titrage acide-base)……59

7.1. Exemples de résolution de problèmes typiques……………………..68

7.1.1. Titrage direct et par substitution……………68

7.1.1.1. Problèmes pour une solution indépendante...73

7.1.2. Titrage arrière……………………………..76

7.1.2.1. Problèmes pour une solution indépendante...77

8. Méthode d'oxydo-réduction (rédoximétrie)………...80

8.1. Problèmes pour une solution indépendante………………….89

8.1.1. Réactions redox……..89

8.1.2. Calcul des résultats de titrage…………………...90

8.1.2.1. Titrage par substitution……………...90

8.1.2.2. Titrage direct et inverse…………..92

9. Méthode de complexation ; complexométrie…........94

9.1. Exemples de résolution de problèmes typiques……………………...102

9.2. Problèmes pour une solution indépendante………………...104

10. Méthode de dépôt……………………………………........106

10.1. Exemples de résolution de problèmes typiques…………………….110

10.2. Problèmes pour une solution indépendante……………….114

11. Tâches individuelles sur titrimétrique

méthodes d'analyse……………………………………………………………117

11.1. Plan pour accomplir une tâche individuelle………...117

11.2. Options pour les tâches individuelles………………….123

Réponses aux problèmes………..……………………………………………………124

Symboles…………………………………………………….…127

Annexe……………………………………………………...128

ÉDITION ÉDUCATIVE

CHIMIE ANALYTIQUE

Les acides sont des composés chimiques capables de donner un ion hydrogène chargé électriquement (cation) et également d'accepter deux électrons en interaction, entraînant la formation d'une liaison covalente.

Dans cet article, nous examinerons les principaux acides étudiés dans les classes moyennes des écoles secondaires et apprendrons également de nombreux faits intéressants sur le plus différents acides. Commençons.

Acides : types

En chimie, il existe de nombreux acides différents qui ont des propriétés très différentes. Les chimistes distinguent les acides par leur teneur en oxygène, leur volatilité, leur solubilité dans l'eau, leur force, leur stabilité et leur appartenance à la classe organique ou inorganique. composants chimiques. Dans cet article, nous examinerons un tableau qui présente les acides les plus connus. Le tableau vous aidera à mémoriser le nom de l'acide et sa formule chimique.

Ainsi, tout est clairement visible. Ce tableau présente les acides les plus connus de l'industrie chimique. Le tableau vous aidera à mémoriser les noms et les formules beaucoup plus rapidement.

Acide sulfure d'hydrogène

H 2 S est un acide sulfure d'hydrogène. Sa particularité réside dans le fait qu’il s’agit aussi d’un gaz. Le sulfure d'hydrogène est très peu soluble dans l'eau et interagit également avec de nombreux métaux. L'acide sulfure d'hydrogène appartient au groupe des « acides faibles », dont nous considérerons des exemples dans cet article.

H 2 S a un goût légèrement sucré et également une très forte odeur d'œuf pourri. Dans la nature, on le trouve dans les gaz naturels ou volcaniques, et il est également libéré lors de la dégradation des protéines.

Les propriétés des acides sont très diverses ; même si un acide est indispensable dans l'industrie, il peut être très nocif pour la santé humaine. Cet acide est très toxique pour l'homme. Lorsqu'une petite quantité de sulfure d'hydrogène est inhalée, une personne se réveille mal de tête, des nausées et des vertiges sévères commencent. Si une personne inhale un grand nombre de H 2 S, cela peut entraîner des convulsions, le coma ou même la mort instantanée.

Acide sulfurique

H 2 SO 4 est un acide sulfurique fort, auquel les enfants sont initiés dans les cours de chimie de la 8e année. Les acides chimiques tels que l'acide sulfurique sont des agents oxydants très puissants. H 2 SO 4 agit comme agent oxydant sur de nombreux métaux, ainsi que sur les oxydes basiques.

H 2 SO 4 en contact avec la peau ou les vêtements provoque brûlures chimiques, cependant, il n’est pas aussi toxique que le sulfure d’hydrogène.

Acide nitrique

Les acides forts sont très importants dans notre monde. Exemples de tels acides : HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 est un Acide nitrique. Elle a trouvé large application dans l'industrie, ainsi que dans agriculture. Il est utilisé dans la fabrication de divers engrais, dans la fabrication de bijoux, dans l'impression de photographies, dans la production de médicaments et de colorants, ainsi que dans l'industrie militaire.

Les acides chimiques comme l’acide nitrique sont très nocifs pour l’organisme. Les vapeurs de HNO 3 laissent des ulcères et provoquent inflammation aiguë et irritation respiratoire.

Acide nitreux

L'acide nitreux est souvent confondu avec l'acide nitrique, mais il existe une différence entre eux. Le fait est qu'il est beaucoup plus faible que l'azote, il a des propriétés et des effets complètement différents sur le corps humain.

HNO 2 a trouvé de nombreuses applications dans l'industrie chimique.

Acide hydrofluorique

L'acide fluorhydrique (ou fluorure d'hydrogène) est une solution de H 2 O avec HF. La formule acide est HF. L'acide fluorhydrique est très activement utilisé dans l'industrie de l'aluminium. Il est utilisé pour dissoudre les silicates, graver le silicium et le verre silicaté.

Le fluorure d'hydrogène est très nocif pour le corps humain et, selon sa concentration, peut constituer un stupéfiant léger. En cas de contact avec la peau, il n'y a pas de changement au début, mais après quelques minutes cela peut apparaître. douleur aiguë et brûlure chimique. L'acide fluorhydrique est très nocif pour l'environnement.

Acide hydrochlorique

HCl est du chlorure d'hydrogène et est un acide fort. Le chlorure d'hydrogène conserve les propriétés des acides appartenant au groupe des acides forts. L'acide est transparent et incolore, mais fume à l'air. Le chlorure d'hydrogène est largement utilisé dans les industries métallurgiques et alimentaires.

Cet acide provoque des brûlures chimiques, mais le contact avec les yeux est particulièrement dangereux.

Acide phosphorique

L'acide phosphorique (H 3 PO 4) est un acide faible dans ses propriétés. Mais même les acides faibles peuvent avoir les propriétés des acides forts. Par exemple, H 3 PO 4 est utilisé dans l'industrie pour restaurer le fer de la rouille. De plus, l'acide phosphorique (ou orthophosphorique) est largement utilisé en agriculture - de nombreux engrais différents en sont fabriqués.

Les propriétés des acides sont très similaires - presque chacun d'entre eux est très nocif pour le corps humain, H 3 PO 4 ne fait pas exception. Par exemple, cet acide provoque également de graves brûlures chimiques, des saignements de nez et des éclats de dents.

Acide carbonique

H 2 CO 3 est un acide faible. Il est obtenu en dissolvant du CO 2 ( gaz carbonique) dans H 2 O (eau). L'acide carbonique est utilisé en biologie et en biochimie.

Densité de divers acides

La densité des acides occupe une place importante dans les parties théoriques et pratiques de la chimie. Grâce à la connaissance de la densité, vous pouvez déterminer la concentration d'un acide particulier, résoudre des problèmes de calcul chimique et ajouter somme exacte acides pour compléter la réaction. La densité de tout acide change en fonction de la concentration. Par exemple, plus le pourcentage de concentration est élevé, plus la densité est élevée.

Propriétés générales des acides

Absolument tous les acides le sont (c'est-à-dire qu'ils sont constitués de plusieurs éléments du tableau périodique) et ils incluent nécessairement H (hydrogène) dans leur composition. Nous examinerons ensuite lesquels sont courants :

1. Tous les acides contenant de l'oxygène (dans la formule desquels O est présent) forment de l'eau lors de la décomposition, et les acides sans oxygène se décomposent également en substances simples (par exemple, 2HF se décompose en F 2 et H 2).
2. Les acides oxydants réagissent avec tous les métaux de la série d'activités métalliques (uniquement ceux situés à gauche de H).
3. Ils interagissent avec divers sels, mais uniquement avec ceux formés par un acide encore plus faible.

Selon leur propre propriétés physiques les acides diffèrent fortement les uns des autres. Après tout, ils peuvent avoir une odeur ou non, et également se trouver dans divers états physiques : liquides, gazeux et même solides. Les acides solides sont très intéressants à étudier. Exemples de tels acides : C 2 H 2 0 4 et H 3 BO 3.

Concentration

La concentration est la quantité qui détermine composition quantitative Toute solution. Par exemple, les chimistes doivent souvent déterminer la quantité d'acide sulfurique pur présente dans l'acide dilué H 2 SO 4. Pour ce faire, ils versent une petite quantité d’acide dilué dans une tasse à mesurer, la pèsent et déterminent la concentration à l’aide d’un tableau de densité. La concentration d'acides est étroitement liée à la densité ; souvent, lors de la détermination de la concentration, des problèmes de calcul surviennent lorsque vous devez déterminer le pourcentage d'acide pur dans une solution.

Classification de tous les acides selon le nombre d'atomes d'hydrogène dans leur formule chimique

L'une des classifications les plus populaires est la division de tous les acides en acides monobasiques, dibasiques et, par conséquent, tribasiques. Exemples d'acides monobasiques : HNO 3 (nitrique), HCl (chlorhydrique), HF (fluorhydrique) et autres. Ces acides sont appelés monobasiques, car ils ne contiennent qu'un seul atome H. Il existe de nombreux acides de ce type, il est impossible de se souvenir absolument de chacun. Il faut juste se rappeler que les acides sont également classés selon le nombre d'atomes H dans leur composition. Les acides dibasiques sont définis de la même manière. Exemples : H 2 SO 4 (sulfurique), H 2 S (sulfure d'hydrogène), H 2 CO 3 (charbon) et autres. Tribasique : H 3 PO 4 (phosphorique).

Classification de base des acides

L'une des classifications d'acides les plus populaires est leur division en acides contenant de l'oxygène et sans oxygène. Comment se souvenir sans savoir formule chimique substances qui contiennent de l'oxygène ?

Tous les acides sans oxygène ne contiennent pas élément important O est l’oxygène, mais il contient H. Par conséquent, le mot « hydrogène » est toujours attaché à leur nom. HCl est un H 2 S - sulfure d'hydrogène.

Mais vous pouvez également écrire une formule basée sur les noms des acides contenant des acides. Par exemple, si le nombre d'atomes O dans une substance est de 4 ou 3, alors le suffixe -n-, ainsi que la terminaison -aya-, sont toujours ajoutés au nom :

• H 2 SO 4 - soufre (nombre d'atomes - 4);
• H 2 SiO 3 - silicium (nombre d'atomes - 3).

Si la substance contient moins de trois ou trois atomes d'oxygène, alors le suffixe -ist- est utilisé dans le nom :

• HNO 2 - azoté ;
• H 2 SO 3 - sulfureux.

Les propriétés générales

Tous les acides ont un goût aigre et souvent légèrement métallique. Mais il existe d’autres propriétés similaires que nous allons maintenant considérer.

Il existe des substances appelées indicateurs. Les indicateurs changent de couleur, ou la couleur reste, mais sa teinte change. Cela se produit lorsque les indicateurs sont affectés par d'autres substances, telles que des acides.

Un exemple de changement de couleur est un produit aussi familier que le thé, et acide citronné. Lorsque du citron est ajouté au thé, le thé commence progressivement à s'éclaircir sensiblement. Cela est dû au fait que le citron contient de l’acide citrique.

Il existe d'autres exemples. Le tournesol, de couleur lilas dans un environnement neutre, devient rouge lorsque de l'acide chlorhydrique est ajouté.

Lorsque les tensions sont dans la série de tensions avant l'hydrogène, des bulles de gaz sont libérées - H. Cependant, si un métal qui est dans la série de tensions après H est placé dans un tube à essai avec de l'acide, alors aucune réaction ne se produira, il n'y aura pas dégagement de gaz. Ainsi, le cuivre, l’argent, le mercure, le platine et l’or ne réagiront pas avec les acides.

Dans cet article, nous avons examiné les acides chimiques les plus connus, ainsi que leurs principales propriétés et différences.