Jméno HCLO4. Jména a vzorce esenciálních kyselin a solí

7. Kyseliny. Sůl. Vztah mezi třídou anorganických látek

7.1. Kyselina

Kyseliny jsou elektrolyty, při jejich disociaci, z nichž jsou tvořeny pouze vodíkovými kationty H + jako kladně nabité ionty (přesněji - hydroxony ionty H3O +).

Jiná definice: Kyseliny jsou složité látky sestávající z atomu vodíku a zbytků kyseliny (tabulka 7.1).

Tabulka 7.1.

Vzorce a jména některých kyselin, zbytků kyselin a solí

Kyselý vzorec	Název kyseliny	Kyselý zbytek (anion)	Jméno solí (střední)
Hf.	Fluorid hydrofluoric (zástrčka)	F -	Fluoridy
Hcl.	Hydrochlorid (sůl)	CL -	Chlorida.
Hbr	Bromid vodík	Br -	Bromids.
AHOJ	Jodobyolovna	I -	Jodidi.
H 2 S.	Sulfid vodíku	S 2-	Sulfida.
H 2 SO 3	Serny.	SO 3 2 -	Sulfites.
H 2 SO 4	Síra	SO 4 2 -	Sulfáty
HNO 2.	Azorézní	Č. 2 -	Nitrit.
HNO 3.	Nitric.	Č. 3 -	Dusičnan
H 2 SIO 3	Křemík	SIO 3 2 -	Silikáty
HPO 3.	Metafosforus	PO 3 -	Metafosfát
H 3 PO 4	Ortofosforus	PO4 3 -	Ortofosfáty (fosfáty)
H 4 p 2O 7	Pyrofosforík (dvojitý-sofor)	P 2O 7 4 -	Pyrofosfáty (difosfáty)
HMNO 4.	Mangan	MNO 4 -	Permanganats.
H 2 cro 4	Chrom	Cro 4 2 -	Chromat.
H 2 cr 2 o 7	Dichrome.	CR 2 O 7 2 -	Dichromates (Bichromas)
H 2 SEO 4	Selenic.	SEO 4 2 -	Selenamenty
H 3 bo 3	narozený	BO 3 3 -	Ortoboráty
Hclo.	Chlornoty.	Clo -	Hypochlority
HCLO 2.	Chloristý	CLO 2 -	Chlorite
HCLO 3.	Chlorna	CLO 3 -	Chlorát
HCLO 4.	Chlór	CLO 4 -	Perchloráty
H 2 CO 3	Uhlí	CO 3 3 -	Uhličitany
CH 3 COOH.	Acetický	CH 3 COO -	Acetata.
HCOOOH.	Muráury	Hcoo -	Formáty

Za normálních podmínek mohou být kyseliny pevné látky (H 3 PO4, H303, H2 Si03) a kapaliny (HNO3, H2S04, CH3OOH). Tyto kyseliny mohou existovat individuálně (100%), tak ve formě zředěných a koncentrovaných roztoků. Například individuálně i roztoky jsou známy H2S04, HNO3, H 3 PO4, CH3 COOH.

Řada kyselin je známo pouze v roztokech. Jedná se o všechny halogenové generující (HC1, HBr, HI), sulfid vodíku H2S, kyanogenní (Sinyl HCN), uhlí H2C03, sírové H2C03 kyseliny, které jsou roztoky plynů ve vodě. Například kyselina chlorovodíková je směs HC1 a H20, uhlí - směs CO2 a H20. Je zřejmé, že exprese "roztok kyseliny chlorovodíkové" je nesprávně.

Většina kyselin rozpustná ve vodě, nerozpustná kyselina křemičitá H 2 SIO 3. Ohromující počet kyselin má molekulární strukturu. Příklady konstrukčních vzorců kyselin:

Ve většině molekul obsahujících kyslík obsahují všechny atomy vodíku spojeny s kyslíkem. Existují však výjimky:

Kyseliny jsou klasifikovány pro řadu funkcí (tabulka 7.2).

Tabulka 7.2.

Klasifikace kyselin

Znamení klasifikace	Typ kyseliny	Příklady
Počet iontů vodíku vytvořených během úplné disociace molekuly kyseliny	Monasular.	HC1, HNO 3, CH 3 COOH
	Pochybný	H 2 SO 4, H 2 S, H 2 CO 3
	Tří-osa	H 3 PO4, H 3 ASO 4
Dostupnost nebo nepřítomnost v molekule atomu kyslíku	Oxygen obsahující (hydroxidy kyselin, oxocoslotes)	HNO 2, H 2 SIO 3, H 2 SO 4
Dostupnost nebo nepřítomnost v molekule atomu kyslíku	Cheekless.	HF, H 2 S, HCN
Stupeň disociace (energie)	Silný (zcela disociovaný, silné elektrolyty)	HC1, HBr, HI, H 2 SO 4 (RSS), HNO 3, HCLO 3, HCLO 4, HMNO 4, H 2 CR 2 O 7
Stupeň disociace (energie)	Slabý (částečně disociaci, slabé elektrolyty)	HF, HNO 2, H2S03, HCOOH, CH3 COOH, H 2 SIO 3, H2S, HCN, H 3 PO4, H 3 PO 3, HCLO, HCLO, HCLO 2, H 2 CO3, H 3 bo 3, H 2 SO 4 (do závěru)
Oxidační vlastnosti	Oxidiféry na úkor iontů h + (podmíněně kyselé kyseliny)	HC1, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (RSS), H 3 PO4, CH3 COOH
	Oxidiféry v důsledku aniontu (oxidační kyseliny)	HNO 3, HMNO 4, H 2 SO 4 (konc), H 2 CR 2 O 7
	Restaurátoři na úkor aniontu	HC1, HBr, HI, H 2 S (ale ne HF)
Tepelná stabilita	Existují pouze v řešení	H 2 CO3, H 2 SO 3, HCLO, HCLO 2
	Snadno se rozkládá při zahřátí	H 2 SO 3, HNO 3, H 2 SIO 3
	Termicky stabilní	H 2 SO 4 (závěrečné), H 3 PO 4

Vše společné chemické vlastnosti Kyseliny jsou vzhledem k přítomnosti existence vodíkových kationtů H + (H3O +) ve svých vodných roztokech.

1. Vzhledem k přebytku iontů H + vodných roztoků, kyseliny mění barvu purpurového lacusu a methylovinu na červené, (obraz fenolftalein se nemění, zůstává bezbarvý). Ve vodném roztoku slabé kyseliny uhlí, lakmus není červená a růžová, roztok nad sedimentem velmi slabé kyseliny křemičité nemění barvu indikátorů.

2. Kyseliny spolupracují s hlavními oxidy, bázemi a amfoterními hydroxidy, hydrátem amoniaku (viz CH. 6).

Příklad 7.1. Chcete-li provést transformaci BAO → Baso 4, můžete použít: a) SO 2; b) H 2 SO 4; c) Na2S04; d) So 3.

Rozhodnutí. Transformace může být prováděna za použití H2S04:

BAO + H 2 SO 4 \u003d BASO 4 ↓ + H 2 O

BAO + SO 3 \u003d BASO 4

Na2S04 s BAO nereaguje, a v bao reakci s SO 2 se vytvoří sulfitát barnatý:

BAO + SO 2 \u003d BASO 3

Odpověď: 3).

3. Kyseliny reagují s amoniakem a jeho vodnými roztoky s tvorbou amonných solí:

HC1 + NH3 \u003d NH4CL - chlorid amonný;

H 2 SO 4 + 2NH3 \u003d (NH4) 2 SO 4 - síran amonný.

4. Acid-Neoxidenty za vzniku solí a uvolňování vodíku reaguje s kovy umístěnými v řadě aktivity na vodík:

H 2 SO 4 (RSS) + FE \u003d FESO 4 + H 2

2HCl + Zn \u003d ZnCl 2 \u003d H 2

Interakce oxidačních činidel (HNO3, H2S04 (konc)) s kovy je velmi specifická a zvažována při studiu chemie prvků a jejich sloučenin.

5. Kyseliny komunikují s solemi. Reakce má řadu funkcí:

a) Ve většině případů, v interakci silnější kyseliny se slabší kyselou solí, je vytvořena sůl slabé kyseliny a slabé kyseliny, nebo, jak se říká, silnější kyseliny slabě slabší. Řádek poklesu pevných kyselin vypadá takto:

Příklady vyskytujících reakcí:

2HCl + Na 2 CO3 \u003d 2NACL + H 2O + CO 2

H 2 CO3 + Na 2 SIO 3 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 SIO 3 ↓

2CH 3 COOH + K 2 CO 3 \u003d 2CH 3 Cook + H 2O + CO 2

3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 \u003d 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4

Nepřipojujte se mezi sebou, například KCl a H2S04 (RSS), Nano 3 a H2S04 (RSS), K2S04 a HC1 (HNO 3, HBR, HI), K 3 PO 4 a H2C03, CH3 kuchař a H 2 CO3;

b) V některých případech slabší kyselina posuňuje silnější sůl:

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

3AGNO 3 (RSC) + H 3 PO 4 \u003d AG 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.

Takové reakce jsou možné, když se sraženiny solí nerozpustí ve výsledných zředěných silných kyselinách (H2S04 a HNO3);

c) v případě srážení, nerozpustné kyseliny, je reakce možná mezi silnou kyselinou a solí vytvořenou jinou silnou kyselinou:

BACL 2 + H 2 SO 4 \u003d BASO 4 ↓ + 2HCL

BA (č. 3) 2 + H 2 SO 4 \u003d BASO 4 ↓ + 2HNO 3

AGNO 3 + HCL \u003d AGCL ↓ + HNO 3

Příklad 7.2. Určete číslo, ve kterém jsou vzorce dány, které reagují s H2S04 (RSC).

1) Zn, AL203, KCl (P-P); 3) nano 3 (p-p), Na2S, NAD; 2) Cu (OH) 2, K 2 CO 3, AG; 4) Na2S03, Mg, Zn (OH) 2.

Rozhodnutí. S H 2 SO 4 (RSC), všechny látky řádu 4) interagují:

Na2 SO 3 + H2S04 \u003d Na2S04 + H 2O + SO 2

Mg + H2S04 \u003d MgSO 4 + H 2

Zn (OH) 2 + H2S04 \u003d ZNSO 4 + 2H 2 O

V sérii 1), reakce s KCl (P-P) je nepravděpodobná, v řadě 2) - s AG, v řadě 3) - s Nano 3 (P-P).

Odpověď: 4).

6. Koncentrovaná kyselina sírová se chová velmi specificky ve fyziologických reakcích. Je to neajutá a tepelně stabilní kyselina, tedy z pevných (!) Solí, všechny silné kyseliny vysílání, protože jsou volatilnější než H2S04 (závěrečné):

KCl (TV) + H2S04 (závěrečné) KHSO 4 + HC1

2kCl (TV) + H2S04 (závěrečné) K2S04 + 2HCl

Soli tvořené silnými kyselinami (HBr, HI, HC1, HNO3, HCLO 4) reagují pouze s koncentrovanou kyselinou sírovou a pouze v pevném stavu

Příklad 7.3. Koncentrovaná kyselina sírová, na rozdíl od zředění, reaguje:

3) KNO 3 (TV);

Rozhodnutí. S KF, Na2C03 a Na 3 PO4, obě kyseliny reagují a s KNO 3 (TV) - pouze H2S04 (konc.).

Odpověď: 3).

Metody získávání kyselin jsou velmi rozmanité.

Bezmocné kyseliny Dostat:

rozpouštění ve vodě příslušných plynů:

HC1 (g) + H20 (g) → HC1 (P-P)

H2S (g) + H20 (g) → H 2 S (P-P)

od soli extruzí s silnějšími nebo méně těkavými kyselinami:

FES + 2HCl \u003d FECL 2 + H 2 S

KCl (TV) + H2S04 (uzavřeno) \u003d KHSO 4 + HC1

Na2S03 + H2S04 Na2S04 + H 2 SO 3

Kyseliny obsahující kyslík Dostat:

rozpouštění odpovídajících oxidů kyseliny ve vodě a stupeň oxidace elementu tvořícího kyseliny v oxidu a kyselině zůstává stejný (výjimka - č. 2):

N205 + H20 \u003d 2HNO 3

SO 3 + H20 \u003d H 2 SO 4

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

oxidace nekovových kovů oxidačními kyselinami:

S + 6HNO 3 (konečen) \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H20

s vysídlením závažné kyseliny ze soli jiné silné kyseliny (pokud je sraženina nerozpustná ve výsledných kyselinách):

BA (č. 3) 2 + H 2 SO 4 (RSC) \u003d BASO 4 ↓ + 2HNO 3

AGNO 3 + HCL \u003d AGCL ↓ + HNO 3

odstoupení těkavých kyselin z jejích solí méně těkavých kyselin.

Za tímto účelem je nejčastěji používán non-volnýřem tepelně stabilní koncentrovanou kyselinu sírovou:

Nano 3 (TV) + H 2 SO 4 (došavby) NaHSO 4 + HNO 3

KCLO 4 (TV) + H 2 SO 4 (uzavření) KHSO 4 + HCLO 4

posunutí slabší kyseliny z jeho solí s silnější kyselinou:

CA 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 \u003d 3CASO 4 ↓ + 2H 3 PO 4

Nano 2 + HCL \u003d NaCl + HNO 2

K 2 SIO 3 + 2HBR \u003d 2KBR + H 2 SIO 3 ↓

Kyselina- Komplexní látky sestávající z jednoho nebo více atomů vodíku schopných nahradit atom kovů a zbytků kyselin.

Klasifikace kyselin

1. Podle počtu atomů vodíku: počet atomů vodíku (n. ) Určuje zásaditost kyselin:

n. \u003d 1 mono-nula

n. \u003d 2 binární

n. \u003d 3 tříosá

2. Pokud jde o složení:

a) stolní kyslík obsahující kyseliny, zbytky kyselin a odpovídající oxidy kyseliny:

Kyselina (h n a)	Zbytky kyseliny	Vhodné oxid kyseliny
H 2 SO 4 Síra	SO 4 (ii) sulfát	SO 3 oxid síry (VI)
Hno 3 nitric.	Nit 3 (i) dusičnany	N205 oxid dusík (v)
Hmno 4 mangane.	MNO 4 (i) mangancanate	Mn 2 O 7 Manganový oxid (Vii)
H 2 SO 3 SERNY	SO 3 (II) Sulfite	SO 2 oxid síry (IV)
H 3 PO 4 ortofosfor	PO4 (III) ortofosforečnan	P 2O 5 oxid fosforu (v)
Hno 2 dusíkatý	No 2 (i) dusitan	N203 oxid dusík (III)
H 2 CO 3 uhlí	CO 3 (ii) uhličitan	CO 2. oxid uhličitý (Iv)
H 2 SIO 3 Silikon	SiO 3 (II) Silikát	SiO 2 oxid křemičitý (IV)
Nclo hlinoty.	CLO (i) chlornan	S L 2O oxidem chlorem (I)
Nclo 2 chlorid	CLO 2. (I)chlorite	S L 2O 3 oxidem chlorem (III)
Nclo 3 chlornovaya.	CLO 3 (i) Chlorat	C L 2O 5x oxid chlor (v)
4 chlor NSLO.	CLO 4 (I) Perchloriste	S L 2O 7 oxidem chlorem (VII)

b) tabulka kyslíkových kyselin

Kyselina (N. n a)	Zbytky kyseliny
HCl sůl, chlorid	CL (I) Chlorid
H2S Sulfid vodíku	S (ii) sulfid
Hbr brommodrogennaya.	Br (i) bromid
Ahoj jodovodna	I (i) jodid
HF fluorid, zástrčka	F (i) fluorid

Fyzikální vlastnosti kyselin

Mnoho kyselin, například, síry, dusík, sůl je bezbarvé kapaliny. Známé kyseliny jsou také známy: ortofosforní, metafosforHPO 3, narozený H 3 bo 3 . Téměř všechny kyseliny jsou rozpustné ve vodě. Příklad nerozpustné kyseliny - křemíkH 2 SIO 3 . Solutiony kyselin mají kyselou chuť. Například s mnoha plodů dává kyselou chuť kyselin obsažených v nich. Jména kyselin: citron, jablko atd.

Způsoby získávání kyselin

cheekless.	kyslík obsahující
HC1, HBr, HI, HF, H 2 S	Hno 3, H 2 SO 4 a další
Získání
1. Přímá interakce nemetalles. H 2 + Cl 2 \u003d 2 HC1	1. Oxid kyseliny + voda \u003d kyselina SO 3 + H20 \u003d H 2 SO 4
2. Výměna reakce mezi solí a méně těkavou kyselinou 2 NaCl (TV.) + H2S04 (konc.) \u003d Na2S04 + 2HCl

Chemické vlastnosti kyselin

1. Změňte barvu indikátorů

Název Indikátor	Neutrální prostředí	Aclest Medium
Lakmus	Nachový	Červené
Fenolphtalein.	Bezbarvý	Bezbarvý
Metyloranszh.	oranžový	Červené
Univerzální indikátorový papír	oranžový	Červené

2. s kovy v řadě činnosti H. 2

(Slask. HNO. 3 -Kyselina dusičná)

Video "interakce kyselin s kovy"

I + kyselina \u003d sůl + H. 2 (r. substituce)

Zn + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

3. S hlavními (ambilními) oxidy - oxidy kovů

Video "Interakce oxidů kovů s kyselinami"

I X o u + kyselina \u003d sůl + n 2 o (r. výměna)

4. Reagujte s pozemky – neutralizační reakce

Kyselina + báze \u003d sůl + H. 2 Ó. (r. výměna)

H 3 PO4 + 3 NaOH \u003d Na 3 PO4 + 3 H 2 O

5. Znovu reaktivujte s solemi slabých, těkavých kyselin - Pokud se vytvoří kyselina spadající do sraženiny nebo se uvolňuje plyn:

2 NaCl (TV.) + H2S04 (konc.) \u003d Na2S04 + 2HCl ( r. . výměna )

Video "interakční kyseliny s solemi"

6. Rozklad kyselin obsahujících kyslík při zahřátí

(Slask. H. 2 TAK. 4 ; H. 3 PO. 4 )

Kyselina \u003d oxid kyseliny + voda (r. rozklad)

Pamatovat si!Nestabilní kyseliny (uhlí a síra) - rozkládají se na plyn a vodu:

H 2 CO3 ↔ H 2O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2O + SO 2

Kyselina sulfid vodíku v produktech Přidělené ve formě plynu:

SAS + 2HCl \u003d H 2 s + Ca.Cl 2.

Úkoly pro fixaci

№1. Distribute vzorce chemické kyseliny ke stolu. Dát jim jméno:

LiOH, MN 2O 7, CAO, Na 3 PO4, H 2 S, MNO, Fe (OH) 3, CR 2 O 3, HI, HCLO 4, HBR, CACl 2, Na20, HC1, H2 4, HNO 3, HMNO 4, CA (OH) 2, SIO 2, kyseliny

Infan.

příbuzní

Kyslík obsahující

rozpustný

nonrad-vori.

jeden-

Údržba

dvouúrovňový

tři sítě

№2. Reakční rovnice:

CA + HC1.

Na + H 2 SO 4

Al + h 2 s

CA + H 3 PO 4
Pojmenujte reakční produkty.

Číslo 3. Proveďte reakční rovnice, pojmenujte produkty:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HC1.

CAO + HNO 3

FE 2O 3 + H 2 SO 4

№4. Proveďte rovnice reakcí kyselé reakce se základy a soli:

KOH + HNO 3

NaOH + H 2 SO 3

Ca (oh) 2 + h 2 s

Al (oh) 3 + hf

HC1 + NA 2 SIO 3

H 2 SO 4 + K 2 CO 3

HNO 3 + CACO 3

Pojmenujte reakční produkty.

Simulátory

Simulátor №1. "Vzorce a jména kyselin"

Simulátor číslo 2. "Nastavení dodržování: vzorec kyseliny - oxidový vzorec"

Bezpečnost - první pomoc v případě kyselin

Bezpečnost -

Kyseliny jsou volány komplexní látky, jejichž složení molekul zahrnují atomy vodíku schopné vyměnit nebo vyměnit na kovové atomy a zbytky 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 látky komplexní struktura. 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.

Jména některých anorganických kyselin a solí

Kyselina vzorce	Jména kyselin	Jména odpovídajících solí
HCLO 4.	chlór	perchloráty
HCLO 3.	chlorna	chlorát
HCLO 2.	chloristý	chlorite
Hclo.	chlornoty.	hypochlority
H 5 IO 6	jód	periodata
Hio 3.	jodanova	jodata
H 2 SO 4	síra	sulfáty
H 2 SO 3	serny.	sulfites.
H 2 s 2O 3	thosteric.	thiosírany
H 2 s 4O 6	tetrationova	tetratyonáty
H č. 3.	nitric.	dusičnan
H č. 2.	azorézní	nitrit.
H 3 PO 4	ortofosforus	ortofosfáty
H po 3.	metafosforus	metafosfát
H 3 PO 3	fosforný	fosfites
H 3 PO 2	fosforický	hypofosphát
H 2 CO 3	uhlí	uhličitany
H 2 SIO 3	křemík	silikáty
HMNO 4.	mangan	permanganats.
H 2 MNO 4	mangantsevoy.	manganats.
H 2 cro 4	chrom	chromat.
H 2 cr 2 o 7	dichrome.	dichromats.
Hf.	fluorofluoric (stažený)	fluoridy
Hcl.	herboronic (sůl)	chlorida.
Hbr	bromoomodnaya.	bromids.
AHOJ	jodomodnaya.	jodidi.
H 2 S.	sulfid vodíku	sulfida.
Hcn.	kyanogenní	cianida.
Hocn.	cyanaya.	kyanaty

Dovolte mi, abych vám stručně připomněl na konkrétní příklady, jak správně zavolat soli.

Příklad 1.. Sol K2S04 je tvořen zbytkem kyseliny sírové (SO 4) a kovů K. Soloové kyseliny soli se nazývají sulfáty. K 2 SO 4 - síran draselný.

Příklad 2.. FECL 3 - Sůl zahrnuje železo a zbytek kyseliny chlorovodíkové (CL). Název soli: chlorid železa (III). Upozornění: V tomto případě musí nejen pojmenovat kov, ale také naznačují jeho valenci (III). V posledním příkladu to nebylo nutné, protože valence sodíku je konstantní.

DŮLEŽITÉ: Ve jménu soli by měla být valence metalu indikována pouze v případě, že tento kov má variabilní valenci!

Příklad 3.. BA (CLO) 2 - Složení soli zahrnuje barium a zbytek kyseliny chlortové (CLO). Název soli: chlornan barium. Vas váza ve všech jeho připojeních je dva, není nutné jej určit.

Příklad 4.. (NH 4) 2 cr 2O 7. Skupina NH4 se nazývá amonium, valence této skupiny je konstantní. Název soli: amonný dichromate (bichromate).

V výše uvedených příkladech jsme se setkali pouze t. N. Médium nebo normální soli. Zde nebudou diskutovány kyselé, základní, dvojité a složité soli, soli organických kyselin.

Kyselina vzorce	Jména kyselin	Jména odpovídajících solí
HCLO 4.	chlór	perchloráty
HCLO 3.	chlorna	chlorát
HCLO 2.	chloristý	chlorite
Hclo.	chlornoty.	hypochlority
H 5 IO 6	jód	periodata
Hio 3.	jodanova	jodata
H 2 SO 4	síra	sulfáty
H 2 SO 3	serny.	sulfites.
H 2 s 2O 3	thosteric.	thiosírany
H 2 s 4O 6	tetrationova	tetratyonáty
HNO 3.	nitric.	dusičnan
HNO 2.	azorézní	nitrit.
H 3 PO 4	ortofosforus	ortofosfáty
HPO 3.	metafosforus	metafosfát
H 3 PO 3	fosforný	fosfites
H 3 PO 2	fosforický	hypofosphát
H 2 CO 3	uhlí	uhličitany
H 2 SIO 3	křemík	silikáty
HMNO 4.	mangan	permanganats.
H 2 MNO 4	mangantsevoy.	manganats.
H 2 cro 4	chrom	chromat.
H 2 cr 2 o 7	dichrome.	dichromats.
Hf.	fluorofluoric (stažený)	fluoridy
Hcl.	herboronic (sůl)	chlorida.
Hbr	bromoomodnaya.	bromids.
AHOJ	jodomodnaya.	jodidi.
H 2 S.	sulfid vodíku	sulfida.
Hcn.	kyanogenní	cianida.
Hocn.	cyanaya.	kyanaty