Noms de sels et d'acides. Noms de certains acides et sels inorganiques

30.09.2019

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. Modes d'expression composition quantitative 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

7. Acides. Sel. Relation entre les classes de substances inorganiques

7.1. Acides

Les acides sont des électrolytes, lors de la dissociation desquels seuls les cations hydrogène H + se forment sous forme d'ions chargés positivement (plus précisément, les ions hydronium H 3 O +).

Autre définition : les acides sont des substances complexes constituées d'un atome d'hydrogène et résidus acides(Tableau 7.1).

Tableau 7.1

Formules et noms de certains acides, résidus acides et sels

Formule acide	Nom de l'acide	Résidu acide (anion)	Nom des sels (moyenne)
HF	Fluorhydrique (fluorique)	F−	Fluorures
HCl	Chlorhydrique (chlorhydrique)	Cl-	Chlorures
HBr	Bromhydrique	Br−	Bromures
SALUT	Iodhydrate	Je −	Iodures
H2S	Sulfure d'hydrogène	S 2−	Sulfures
H2SO3	Sulfureux	ALORS 3 2 −	Sulfites
H2SO4	Sulfurique	DONC 4 2 −	Sulfates
HNO2	Azoté	NO2−	Nitrites
HNO3	Azote	NON 3 −	Nitrates
H2SiO3	Silicium	SiO 3 2 −	Silicates
HPO3	Métaphosphorique	PO 3 −	Métaphosphates
H3PO4	Orthophosphorique	PO 4 3 −	Orthophosphates (phosphates)
H4P2O7	Pyrophosphorique (biphosphorique)	P 2 O 7 4 −	Pyrophosphates (diphosphates)
HMnO4	Manganèse	MnO4 −	Permanganates
H2CrO4	Chrome	CrO4 2 −	Chromates
H2Cr2O7	Dichrome	Cr 2 O 7 2 −	Dichromates (bichromates)
H2SeO4	Sélénium	SeO 4 2 −	Sélénates
H3BO3	Bornaïa	BO 3 3 −	Orthobores
HClO	Hypochloreux	ClO –	Hypochlorites
HClO2	Chlorure	ClO2−	Chlorites
HClO3	Chloreux	ClO3−	Chlorates
HClO4	Chlore	ClO4−	Perchlorates
H2CO3	Charbon	CO 3 3 −	Carbonates
CH3COOH	Vinaigre	CH 3 COO −	Acétates
HCOOH	Fourmi	HCOO −	Formiés

À conditions normales les acides peuvent être solides (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) et liquides (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Ces acides peuvent exister aussi bien individuellement (forme 100 %) que sous forme de solutions diluées et concentrées. Par exemple, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH sont connus à la fois individuellement et en solutions.

Un certain nombre d'acides ne sont connus qu'en solution. Ce sont tous des halogénures d'hydrogène (HCl, HBr, HI), du sulfure d'hydrogène H 2 S, du cyanure d'hydrogène (HCN cyanhydrique), du H 2 CO 3 carbonique, de l'acide sulfureux H 2 SO 3, qui sont des solutions de gaz dans l'eau. Par exemple, l'acide chlorhydrique est un mélange de HCl et de H 2 O, l'acide carbonique est un mélange de CO 2 et de H 2 O. Il est clair qu'en utilisant l'expression « solution d'acide chlorhydrique" faux.

La plupart des acides sont solubles dans l'eau, l'acide silicique H 2 SiO 3 est insoluble. La grande majorité des acides ont une structure moléculaire. Exemples formules développées acides :

Dans la plupart des molécules acides contenant de l’oxygène, tous les atomes d’hydrogène sont liés à l’oxygène. Mais il y a des exceptions :

Les acides sont classés selon un certain nombre de caractéristiques (tableau 7.2).

Tableau 7.2

Classification des acides

Signe de classement	Type d'acide	Exemples
Nombre d'ions hydrogène formés lors de la dissociation complète d'une molécule d'acide	Monobase	HCl, HNO3, CH3COOH
	Dibasique	H2SO4, H2S, H2CO3
	Tribasique	H3PO4, H3AsO4
La présence ou l'absence d'un atome d'oxygène dans une molécule	Contenant de l'oxygène (hydroxydes d'acides, oxoacides)	HNO2, H2SiO3, H2SO4
	Sans oxygène	HF, H2S, HCN
Degré de dissociation (force)	Fort (électrolytes forts, complètement dissociés)	HCl, HBr, HI, H2SO4 (dilué), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7
Degré de dissociation (force)	Faible (électrolytes faibles, partiellement dissociés)	HF, HNO 2, H 2 SO 3, HCOOH, CH 3 COOH, H 2 SiO 3, H 2 S, HCN, H 3 PO 4, H 3 PO 3, HClO, HClO 2, H 2 CO 3, H 3 BO 3, H 2 SO 4 (conc.)
Propriétés oxydantes	Agents oxydants dus aux ions H + (acides conditionnellement non oxydants)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (dil), H 3 PO 4, CH 3 COOH
	Agents oxydants dus à l'anion (acides oxydants)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (conc), H 2 Cr 2 O 7
	Agents réducteurs d'anions	HCl, HBr, HI, H 2 S (mais pas HF)
Stabilité thermique	Existe uniquement dans les solutions	H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2
	Se décompose facilement lorsqu'il est chauffé	H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3
	Thermiquement stable	H 2 SO 4 (conc), H 3 PO 4

Tout général Propriétés chimiques les acides sont causés par la présence dans leurs solutions aqueuses de cations hydrogène en excès H + (H 3 O +).

1. En raison de l'excès d'ions H +, les solutions aqueuses d'acides changent la couleur du violet tournesol et de l'orange de méthyle en rouge (la phénolphtaléine ne change pas de couleur et reste incolore). Dans une solution aqueuse d'acide carbonique faible, le tournesol n'est pas rouge, mais rose ; une solution sur un précipité d'acide silicique très faible ne change pas du tout la couleur des indicateurs.

2. Les acides interagissent avec les oxydes basiques, les bases et les hydroxydes amphotères, l'hydrate d'ammoniac (voir chapitre 6).

Exemple 7.1. Pour réaliser la transformation BaO → BaSO 4 vous pouvez utiliser : a) SO 2 ; b) H2SO4; c) Na2SO4; d) AINSI 3.

Solution. La transformation peut être réalisée à l'aide de H 2 SO 4 :

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 ne réagit pas avec BaO, et dans la réaction de BaO avec SO 2, du sulfite de baryum se forme :

BaO + SO 2 = BaSO 3

Réponse : 3).

3. Les acides réagissent avec l'ammoniac et ses solutions aqueuses avec formation de sels d'ammonium :

HCl + NH 3 = NH 4 Cl - chlorure d'ammonium ;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - sulfate d'ammonium.

4. Les acides non oxydants réagissent avec les métaux situés dans la série d'activités jusqu'à l'hydrogène pour former un sel et libérer de l'hydrogène :

H 2 SO 4 (dilué) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

L'interaction des acides oxydants (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)) avec les métaux est très spécifique et est prise en compte lors de l'étude de la chimie des éléments et de leurs composés.

5. Les acides interagissent avec les sels. La réaction a un certain nombre de caractéristiques :

a) dans la plupart des cas, lorsqu'un acide plus fort réagit avec un sel d'un acide plus faible, un sel d'un acide faible et un acide faible se forment ou, comme on dit, un acide plus fort déplace un acide plus faible. La série de force décroissante des acides ressemble à ceci :

Exemples de réactions se produisant :

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2

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 CUISSON + H 2 O + CO 2

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

N'interagissez pas entre eux, par exemple, KCl et H 2 SO 4 (dilué), NaNO 3 et H 2 SO 4 (dilué), K 2 SO 4 et HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 et H 2 CO 3, CH 3 COOK et H 2 CO 3;

b) dans certains cas, un acide plus faible déplace un acide plus fort d'un sel :

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

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

De telles réactions sont possibles lorsque les précipités des sels résultants ne se dissolvent pas dans les acides forts dilués résultants (H 2 SO 4 et HNO 3) ;

c) en cas de formation de précipités insolubles dans les acides forts, une réaction peut se produire entre un acide fort et un sel formé par un autre acide fort :

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Exemple 7.2. Indiquez la ligne contenant les formules des substances qui réagissent avec H 2 SO 4 (diluées).

1) Zn, Al 2 O 3, KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF ; 2) Cu(OH) 2, K 2 CO 3, Ag ; 4) Na 2 SO 3, Mg, Zn(OH) 2.

Solution. Toutes les substances de la rangée 4 interagissent avec H 2 SO 4 (dil) :

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

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2

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

Dans la rangée 1) la réaction avec KCl (p-p) n'est pas réalisable, dans la rangée 2) - avec Ag, dans la rangée 3) - avec NaNO 3 (p-p).

Réponse : 4).

6. L'acide sulfurique concentré se comporte de manière très spécifique dans les réactions avec les sels. Il s'agit d'un acide non volatil et thermiquement stable, il déplace donc tous les acides forts des sels solides (!), car ils sont plus volatils que H2SO4 (conc) :

KCl (tv) + H 2 SO 4 (conc.) KHSO 4 + HCl

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

Les sels formés par des acides forts (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) réagissent uniquement avec l'acide sulfurique concentré et uniquement à l'état solide

Exemple 7.3. L'acide sulfurique concentré, contrairement à l'acide dilué, réagit :

3) KNO 3 (télévision);

Solution. Les deux acides réagissent avec KF, Na 2 CO 3 et Na 3 PO 4, et seul H 2 SO 4 (conc.) réagit avec KNO 3 (solide).

Réponse : 3).

Les méthodes de production d'acides sont très diverses.

Acides anoxiques recevoir:

en dissolvant les gaz correspondants dans l'eau :

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (solution)

des sels par déplacement avec des acides plus forts ou moins volatils :

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

KCl (tv) + H 2 SO 4 (conc) = KHSO 4 + HCl

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

Acides contenant de l'oxygène recevoir:

en dissolvant les oxydes acides correspondants dans l'eau, tandis que le degré d'oxydation de l'élément acidifiant dans l'oxyde et l'acide reste le même (à l'exception du NO 2) :

N2O5 + H2O = 2HNO3

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

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

oxydation des non-métaux avec des acides oxydants :

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

en déplaçant un acide fort d'un sel d'un autre acide fort (si un précipité insoluble dans les acides résultants précipite) :

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

en déplaçant un acide volatil de ses sels par un acide moins volatil.

À cette fin, on utilise le plus souvent de l'acide sulfurique concentré non volatil et thermiquement stable :

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

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

déplacement d'un acide plus faible de ses sels par un acide plus fort :

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

NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2

K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓

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 du reste de l'acide sulfurique (SO 4) et du métal K. Les sels de l'acide sulfurique sont appelés sulfates. K 2 SO 4 - sulfate de potassium.

Exemple 2. FeCl 3 - le sel contient du fer et un résidu 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 leurs propriétés chimiques, je vous recommande de vous référer aux sections pertinentes du livre de référence de chimie : "

Acides- des substances complexes constituées d'un ou plusieurs atomes d'hydrogène pouvant être remplacés par des atomes métalliques et des résidus acides.

Classification des acides

1. Par le nombre d'atomes d'hydrogène : nombre d'atomes d'hydrogène ( n ) détermine la basicité des acides :

n= 1 monobase

n= 2 dibase

n= 3 tribases

2. Par composition :

a) Tableau des acides contenant de l'oxygène, des résidus acides et des oxydes d'acide correspondants :

Acide (HnA)	Résidu acide (A)	Oxyde d'acide correspondant
H 2 SO 4 sulfurique	Sulfate de SO 4 (II)	SO3 oxyde de soufre (VI)
Azote HNO 3	NO3(I)nitrate	N 2 O 5 oxyde nitrique (V)
HMnO 4 manganèse	Permanganate de MnO 4 (I)	Mn2O7 oxyde de manganèse ( VII)
H 2 SO 3 sulfureux	SO 3 (II) sulfite	SO2 oxyde de soufre (IV)
H 3 PO 4 orthophosphorique	PO 4 (III) orthophosphate	Oxyde de phosphore P 2 O 5 (V)
HNO 2 azoté	NO 2 (I) nitrite	N 2 O 3 oxyde nitrique (III)
Charbon H 2 CO 3	Carbonate de CO 3 (II)	CO2 monoxyde de carbone ( IV)
Silicium H 2 SiO 3	Silicate de SiO 3 (II)	Oxyde de silicium(IV) SiO 2
HClO hypochloreux	Hypochlorite de ClO(I)	C l 2 O oxyde de chlore (I)
Chlorure de HClO 2	ClO2 (JE) chlorite	C l 2 O 3 oxyde de chlore (III)
chlorate de HClO 3	ClO 3 (I) chlorate	C l 2 O 5 oxyde de chlore (V)
HClO 4 chlore	Perchlorate de ClO 4 (I)	C l 2 O 7 oxyde de chlore (VII)

b) Tableau des acides sans oxygène

Acide (H n / A)	Résidu acide (A)
HCl chlorhydrique, chlorhydrique	Chlorure de Cl(I)
H 2 S sulfure d'hydrogène	Sulfure de S(II)
Bromure d'hydrogène HBr	Bromure de Br(I)
Iodure d'hydrogène HI	Je(I)iodure
Fluorure d'hydrogène HF, fluorure	Fluorure F(I)

Propriétés physiques des acides

De nombreux acides, tels que les acides sulfurique, nitrique et chlorhydrique, sont des liquides incolores. on connaît également les acides solides : orthophosphoriques, métaphosphoriques HPO 3, borique H 3 BO 3 . Presque tous les acides sont solubles dans l'eau. Un exemple d'acide insoluble est l'acide silicique H2SiO3 . Les solutions acides ont un goût aigre. Par exemple, de nombreux fruits ont un goût aigre à cause des acides qu’ils contiennent. D'où les noms d'acides : citrique, malique, etc.

Méthodes de production d'acides

sans oxygène	contenant de l'oxygène
HCl, HBr, HI, HF, H2S	HNO 3, H 2 SO 4 et autres
RÉCEPTION
1. Interaction directe des non-métaux H 2 + Cl 2 = 2 HCl	1. Oxyde d'acide+ eau = acide SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2. Réaction d'échange entre le sel et l'acide moins volatil 2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl

Propriétés chimiques des acides

1. Changez la couleur des indicateurs

Nom de l'indicateur	Environnement neutre	Environnement acide
Tournesol	Violet	Rouge
Phénolphtaléine	Incolore	Incolore
Orange de méthyle	Orange	Rouge
Papier indicateur universel	Orange	Rouge

2. Réagir avec les métaux dans la série d'activités jusqu'à H 2

(hors HNO 3 -Acide nitrique)

Vidéo "Interaction des acides avec les métaux"

Moi + ACIDE = SEL + H 2 (r. substitution)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Avec des oxydes basiques (amphotères) – oxydes métalliques

Vidéo "Interaction des oxydes métalliques avec les acides"

Fourrure x O y + ACIDE = SEL + H 2 O (échange de rouble)

4. Réagissez avec les bases – réaction de neutralisation

ACIDE + BASE= SEL+ H 2 Ô (échange de rouble)

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

5. Réagir avec des sels d'acides faibles et volatils - si de l'acide se forme, précipite ou si du gaz se dégage :

2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( R. . échange )

Vidéo "Interaction des acides avec les sels"

6. Décomposition des acides contenant de l'oxygène lorsqu'ils sont chauffés

(hors H 2 DONC 4 ; H 3 P.O. 4 )

ACIDE = OXYDE D'ACIDE + EAU (extension r.)

Souviens-toi!Acides instables (acides carbonique et sulfureux) - se décomposent en gaz et en eau:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Acide sulfure d'hydrogène dans les produits libéré sous forme de gaz :

CaS + 2HCl = H 2 S+CaCl2

TÂCHES D'AFFECTATION

N°1. Distribuer formules chimiques acides dans le tableau. Donnez-leur des noms :

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, Acides

Bes-sour-

indigène

Contenant de l'oxygène

soluble

insoluble

un-

basique

deux basiques

trois bases

N°2. Écrivez les équations de réaction :

Ca + HCl

Na+H2SO4

Al+H2S

Ca+H3PO4
Nommez les produits de la réaction.

N ° 3. Écrivez les équations de réaction et nommez les produits :

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

Numéro 4. Écrivez les équations des réactions des acides avec les bases et les sels :

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Nommez les produits de la réaction.

DES EXERCICES

Entraîneur n°1. "Formule et noms des acides"

Entraîneur n°2. "Établir la correspondance : formule acide - formule oxyde"

Précautions de sécurité - Premiers secours en cas de contact acide avec la peau

Précautions de sécurité -

Noms de certains acides et sels inorganiques

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, à l'aide d'exemples spécifiques, comment les sels doivent être appelés correctement.

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

Exemple 2. FeCl 3 - le sel contient du fer et un résidu d'acide chlorhydrique (Cl). Nom du sel : chlorure de fer (III). Attention : 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 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).

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