Назви формули кислот та їх кислотних залишків. Назви та формули найважливіших кислот та солей

Кислоти в лабораторії можна отримати:

1) при розчиненні кислотних оксидів у воді:

N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3;

CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4;

2) при взаємодії солей із сильними кислотами:

Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 + 2NaCl;

Pb(NO 3) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2HNO 3 .

Кислоти взаємодіютьз металами, основами, основними та амфотерними оксидами, амфотерними гідроксидами та солями:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;

Cu + 4HNO 3 (концентр.) → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2H 2 O;

2HBr + MgO → MgBr 2 + H 2 O;

6HI ​​+ Al 2 O 3 → 2AlBr 3 + 3H 2 O;

H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 → ZnSO 4 + 2H 2 O;

AgNO 3 + HCl → AgCl + HNO 3 .

Зазвичай кислоти взаємодіють лише з тими металами, які у електрохімічному ряду напруги стоять до водню, у своїй виділяється вільний водень. З малоактивними металами (в електрохімічному ряді напруги стоять після водню) такі кислоти не взаємодіють. Кислоти, що є сильними окислювачами (азотна, сірчана концентрована), реагують з усіма металами, за винятком благородних (золото, платина), але при цьому виділяється не водень, а вода і оксид, наприклад, SO 2 або NO 2 .

Солю називають продукт заміщення водню в кислоті на метал.

Усі солі діляться на:

середні- NaCl, K 2 CO 3 , KMnO 4 , Ca 3 (PO 4) 2 та ін;

кислі- NaHCO 3 , KH 2 PO 4 ;

основні – CuOHCl, Fe(OH) 2 NO 3 .

Середньою сіллю називається продукт повного заміщення іонів водню у молекулі кислоти атомами металу.

Кислі солі містять атоми водню, здатні брати участь у хімічних обмінних реакціях. У кислих солях відбулося неповне заміщення атомів водню атомами металу.

Основні солі – це продукт неповного заміщення гідроксо-груп основ багатовалентних металів кислотними залишками. Основні солі завжди містять гідроксогрупу.

Середні солі одержують взаємодією:

1) кислоти та основи:

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O;

2) кислоти та основного оксиду:

H 2 SO 4 + CaO → CaSO 4 + H 2 O;

3) кислотного оксиду та основи:

SO 2 + 2KOH → K 2 SO 3 + H 2 O;

4) кислотного та основного оксидів:

MgO + CO 2 → MgCO 3;

5) металу з кислотою:

Fe + 6HNO 3 (концентр.) → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O;

6) двох солей:

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3 ;

7) солі та кислоти:

Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 SiO 3 ¯;

8) солі та луги:

CuSO 4 + 2CsOH → Cu(OH) 2 + Cs 2 SO 4 .

Кислі солі одержують:

1) при нейтралізації багатоосновних кислот лугом у надлишку кислоти:

H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O;

2) при взаємодії середніх солей із кислотами:

СaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca(HCO 3) 2;

3) при гідролізі солей, утворених слабкою кислотою:

Na 2 S + H 2 O → NaHS + NaOH.

Основні солі одержують:

1) при реакції між основою багатовалентного металу та кислотою в надлишку основи:

Cu(OH) 2 + HCl → CuOHCl + H 2 O;

2) при взаємодії середніх солей із лугами:

СуCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl;

3) при гідролізі середніх солей, утворених слабкими основами:

AlCl 3 +H 2 O → AlOHCl 2 +HCl.

Солі можуть взаємодіяти з кислотами, лугами, іншими солями, з водою (реакція гідролізу):

2H 3 PO 4 + 3Ca(NO 3) 2 → Ca 3 (PO 4) 2 + 6HNO 3 ;

FeCl 3 + 3NaOH → Fe(OH) 3 + 3NaCl;

Na 2 S + NiCl 2 → NiS + 2NaCl.

У будь-якому випадку реакція іонного обміну йде до кінця тільки тоді, коли утворюється малорозчинна, газоподібна або слабо дисоціююча сполука.

Крім того, солі можуть взаємодіяти з металами за умови, що метал активніший (має більш негативний електродний потенціал), ніж метал, що входить до складу солі:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Для солей також характерні реакції розкладання:

BaCO 3 → BaO + CO 2;

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 .

Лабораторна робота №1

ОТРИМАННЯ І ВЛАСТИВОСТІ

ПІДСТАВ, КИСЛОТ І СОЛІЙ

Досвід 1. Отримання лугів.

1.1. Взаємодія металу із водою.

У кристалізатор або порцелянову філіжанку налийте дистильованої води (приблизно 1/2 судини). Отримайте у викладача шматочок металевого натрію, попередньо підсушеного фільтрувальним папером. Киньте шматочок натрію в кристалізатор з водою. Після закінчення реакції додайте кілька крапель фенолфталеїну. Позначте явища, що спостерігаються, складіть рівняння реакції. Назвіть отриману сполуку, запишіть її структурну формулу.

1.2. Взаємодія оксиду металу із водою.

У пробірку налийте дистильованої води (1/3 пробірки) і помістіть у неї грудочку CaO, ретельно перемішайте, додайте 1 – 2 краплі фенолфталеїну. Позначте явища, що спостерігаються, напишіть рівняння реакції. Назвіть отриману сполуку, дайте її структурну формулу.

Кислоти- електроліти, при дисоціації яких із позитивних іонів утворюються тільки іони H + :

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -;

CH 3 COOH↔ H + CH 3 COO - .

Усі кислоти класифікують на неорганічні та органічні (карбонові), які також мають свої власні (внутрішні) класифікації.

За нормальних умов значна кількість неорганічних кислот існують у рідкому стані, деякі - у твердому стані (H 3 PO 4 , H 3 BO 3).

Органічні кислоти з числом атомів вуглецю до 3 є легкорухливими безбарвними рідинами з характерним різким запахом; кислоти з 4-9 атомами вуглецю - маслянисті рідини з неприємним запахом, а кислоти з великою кількістю атомів вуглецю - тверді речовини, нерозчинні у воді.

Хімічні формули кислот

Хімічні формули кислот розглянемо на прикладі кількох представників (як неорганічних, так і органічних): хлороводневої кислоти -HCl, сірчаної кислоти - H 2 SO 4 , фосфорної кислоти - H 3 PO 4 , оцтової кислоти - CH 3 COOH та бензойної кислоти - C 6 H5COOH. Хімічна формула показує якісний і кількісний склад молекули (скільки та яких атомів входить у конкретну сполуку) За хімічною формулою можна визначити молекулярну масу кислот (Ar(H) = 1 а.е.м., Ar(Cl) = 35,5 а. е.м., Ar(P) = 31 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м., Ar(S) = 32 а.е.м., Ar(C) = 12 а.е.м.):

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Mr(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);

Mr(H2SO4) = 2×1 + 32 + 4×16 = 2 + 32 + 64 = 98.

Mr(H 3 PO 4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);

Mr(H3PO4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.

Mr(CH 3 COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(CH 3 COOH) = 3×12 + 4×1 + 2×16 = 36 + 4 + 32 = 72.

Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(C6H5COOH) = 7×12 + 6×1 + 2×16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Структурні (графічні) формули кислот

Структурна (графічна) формула речовини є наочнішою. Вона показує, як пов'язані атоми між собою всередині молекули. Вкажемо структурні формули кожної з вищезгаданих сполук:

Рис. 1. Структурна формула хлороводневої кислоти.

Рис. 2. Структурна формула сірчаної кислоти.

Рис. 3. Структурна формула фосфорної кислоти.

Рис. 4. Структурна формула оцтової кислоти.

Рис. 5. Структурна формула бензойної кислоти.

Іонні формули

Усі неорганічні кислоти є електролітами, тобто. здатні дисоціювати у водному розчині на іони:

HCl ↔ H + + Cl -;

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Кислоти- складні речовини, що складаються з одного або декількох атомів водню, здатних заміщатися на атоми металів, та кислотних залишків.

Класифікація кислот

1. За кількістю атомів водню: число атомів водню ( n ) визначає основність кислот:

n= 1 одноосновна

n= 2 двоосновна

n= 3 триосновна

2. За складом:

а) Таблиця кисень містять кислот, кислотних залишків та відповідних кислотних оксидів:

б) Таблиця безкисневих кислот

Фізичні властивості кислот

Багато кислот, наприклад сірчана, азотна, соляна – це безбарвні рідини. відомі також тверді кислоти: ортофосфорна, метафосфорна HPO 3 , борна H 3 BO 3 . Майже всі кислоти розчиняються у воді. Приклад нерозчинної кислоти – кремнієва H 2 SiO 3 . Розчини кислот мають кислий смак. Так, наприклад, багатьом плодам надають кислий смак кислоти, що містяться в них. Звідси назви кислот: лимонна, яблучна тощо.

Способи одержання кислот

Хімічні властивості кислот

1. Змінюють забарвлення індикаторів

2.Реагують з металами в ряду активності до H 2

(викл. HNO 3 -азотна кислота)

Відео "Взаємодія кислот із металами"

Ме + КИСЛОТА = СІЛЬ + H 2 (Р. Заміщення)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. З основними (амфотерними) оксидами – оксидами металів

Відео "Взаємодія оксидів металів із кислотами"

Ме х О у + КИСЛОТА = СІЛЬ + Н 2 О (Р. обміну)

4. Реагують із підставами – реакція нейтралізації

КИСЛОТА + ПІДСТАВА = СІЛЬ + H 2 O (Р. обміну)

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

5. Реагують із солями слабких, летких кислот - якщо утворюється кислота, що випадає в осад або виділяється газ:

2 NaCl (тв.) + H 2 SO 4 (конц.) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( р . обміну )

Відео "Взаємодія кислот із солями"

6. Розкладання кисневмісних кислот при нагріванні

(викл. H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 )

КИСЛОТА = КИСЛОТНИЙ ОКСИД + ВОДА (Р. Розкладання)

Запам'ятайте!Нестійкі кислоти (вугільна та сірчиста) – розкладаються на газ та воду:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Сірководнева кислота у продуктахвиділяється у вигляді газу:

СаS + 2HCl = H 2 S+ CaCl 2

ЗАВДАННЯ ДЛЯ ЗАКРІПЛЕННЯ

№1. Розподіліть хімічні формули кислот у таблицю. Дайте їм назви:

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 , Кислоти

Бес-кисло-

рідні

Кисень - містять

розчинні

нераст-воримые

одне-

основні

дво-основні

трьох-основні

№2. Складіть рівняння реакцій:

Ca + HCl

Na + H 2 SO 4

Al + H 2 S

Ca + H 3 PO 4
Назвіть продукти реакції.

№3. Складіть рівняння реакцій, назвіть продукти:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO 3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

№4. Складіть рівняння реакцій взаємодії кислот з основами та солями:

KOH + HNO 3

NaOH + H 2 SO 3

Ca(OH) 2 + H 2 S

Al(OH) 3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H 2 SO 4 + K 2 CO 3

HNO 3 + CaCO 3

Назвіть продукти реакції.

ТРЕНАЖИРИ

Тренажер №1. "Формули та назви кислот"

Тренажер №2. "Встановлення відповідності: формула кислоти - формула оксиду"

Техніка безпеки - Надання першої допомоги при попаданні кислот на шкіру

Техніка безпеки -

Солі –складні речовини, що складаються з атомів металу та кислотних залишків. Це найчисленніший клас неорганічних сполук.

Класифікація.За складом та властивостями: середні, кислі, основні, подвійні, змішані, комплексні

Середні соліє продуктами повного заміщення атомів водню багатоосновної кислоти на атоми металу.

При дисоціації дають лише катіони металу (або NH 4+). Наприклад:

Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO

CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -

Кислі соліє продуктами неповного заміщення атомів водню багатоосновної кислоти на атоми металу.

При дисоціації дають катіони металу (NH 4 +), іони водню та аніони кислотного залишку, наприклад:

NaHCO 3 ® Na + + HCO «H++CO.

Основні соліє продуктами неповного заміщення груп OH - відповідної основи кислотні залишки.

При дисоціації дають катіони металу, аніони гідроксилу та кислотного залишку.

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

Подвійні солімістять два катіони металу і при дисоціації дають два катіони і один аніон.

KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO

Комплексні солімістять комплексні катіони або аніони.

Br ® + + Br - Ag + +2 NH 3 + Br -

Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -

Генетичний зв'язок між різними класами сполук

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

Обладнання та посуд: штатив із пробірками, промивалка, спиртування.

Реактиви та матеріали: червоний фосфор,оксид цинку, гранули Zn, порошок гашеного вапна Ca(OH) 2 , 1 моль/дм 3 розчини NaOH, ZnSO 4 , СуSO 4 , AlCl 3 , FeCl 3 , HСl, H 2 SO 4 , універсальний індикаторний папір фенолфталеїну, метилоранжу, дистильована вода.

Порядок виконання роботи

1. Оксид цинку насипати у дві пробірки; в одну додати розчин кислоти (HCl або H 2 SO 4) в іншу розчин лугу (NaOH або KOH) і трохи нагріти на спиртовці.

Спостереження:Чи відбувається розчинення оксиду цинку в розчині кислоти та лугу?

Написати рівняння

Висновки: 1.До якого типу оксидів належить ZnO?

2. Які властивості мають амфотерні оксиди?

Одержання та властивості гідроксидів

2.1. У розчин лугу (NaOH або KOH) опустити кінчик універсальної індикаторної смужки. Порівняти отриманий колір індикаторної смужки зі стандартною шкалою кольорів.

Спостереження:Записати значення рН розчину.

2.2. Взяти чотири пробірки, налити в першу 1 мл розчину ZnSO 4 в другу - СуSO 4 в третю - AlCl 3 в четверту - FeCl 3 . У кожну пробірку додати 1 мл розчину NaOH. Написати спостереження та рівняння реакцій, що відбуваються.

Спостереження:Чи відбувається випадання осаду при додаванні лугу до розчину солі? Вкажіть колір осаду.

Написати рівнянняреакцій, що відбуваються (у молекулярному та іонному вигляді).

Висновки:Якими способами можуть бути одержані гідроксиди металів?

2.3. Половину опадів, отриманих у досвіді 2.2., перенести на інші пробірки. На одну частину осаду подіяти розчином H 2 SO 4 на іншу розчином NaOH.

Спостереження:Чи відбувається розчинення опадів при додаванні лугу та кислоти до опадів?

Написати рівнянняреакцій, що відбуваються (у молекулярному та іонному вигляді).

Висновки: 1.До якого типу гідроксидів відносяться Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Сu(OH) 2 , Fe(OH) 3 ?

2. Які властивості мають амфотерні гідроксиди?

Одержання солей.

3.1. У пробірку налити 2 мл розчину CuSO 4 і опустити очищений цвях. (Реакція йде повільно, зміни поверхні цвяха з'являються через 5-10 хв).

Спостереження:Чи відбуваються якісь зміни із поверхнею цвяха? Що тримає в облозі?

Написати рівняння окисно-відновної реакції.

Висновки:Зважаючи на ряд напруг металів, вкажіть спосіб отримання солей.

3.2. У пробірку помістити одну гранулу цинку та прилити розчин HCl.

Спостереження:Чи відбувається виділення газу?

Написати рівняння

Висновки:Поясніть цей спосіб отримання солей?

3.3. У пробірку насипати трохи порошку гашеного вапна Ca(OH) 2 і долити розчин HСl.

Спостереження:Чи відбувається виділення газу?

Написати рівнянняреакції, що відбувається (у молекулярному та іонному вигляді).

Висновок: 1. До якого типу належить реакція взаємодії гідроксиду та кислоти?

2.Які речовини є продуктами цієї реакції?

3.5. У дві пробірки налийте по 1 мл розчинів солей: у першу – сульфату міді, у другу – хлориду кобальту. Додайте в обидві пробірки по крапляхрозчин гідроксиду натрію до утворення опадів. Потім додайте в обидві пробірки надлишок лугу.

Спостереження:Вкажіть зміни кольору опадів у реакціях.

Написати рівнянняреакції, що відбувається (у молекулярному та іонному вигляді).

Висновок: 1. Внаслідок яких реакцій утворюються основні солі?

2. Як можна перевести основні солі до середніх?

Контрольні завдання:

1. З перерахованих речовин виписати формули солей, основ, кислот: Ca(OH)2, Ca(NO3)2, FeCl3, HCl, H2O, ZnS, H2SO4, CuSO4, KOH
Zn(OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 .

2. Вкажіть формули оксидів, що відповідають перерахованим речовинам 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. Які гідроксиди відносяться до амфотерних? Складіть рівняння реакцій, що характеризують амфотерність гідроксиду алюмінію та гідроксиду цинку.

4. Які із зазначених сполук попарно взаємодіятимуть: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Складіть рівняння можливих реакцій.

Лабораторна робота №2 (4 год.)

Тема:Якісний аналіз катіонів та аніонів

Ціль:освоїти техніку проведення якісних та групових реакцій на катіони та аніони.

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

Основним завданням якісного аналізу є встановлення хімічного складу речовин, що знаходяться у різноманітних об'єктах (біологічних матеріалах, лікарських препаратах, продуктах харчування, об'єктах навколишнього середовища). У роботі розглядається якісний аналіз неорганічних речовин, є електролітами, т. е. насправді якісний аналіз іонів. З усієї сукупності іонів, що зустрічаються, обрані найбільш важливі в медико-біологічному відношенні: (Fе 3+ , Fе 2+ , Zn 2+ , Са 2+ , Na + , К + , Мg 2+ , Сl - , РО , СО і ін. ). Багато з цих іонів входять до складу різних лікарських препаратів та продуктів харчування.

У якісному аналізі використовуються не всі можливі реакції, а лише ті, що супроводжуються виразним аналітичним ефектом. Найчастіше аналітичні ефекти: поява нового забарвлення, виділення газу, утворення осаду.

Існують два принципово різні підходи до якісного аналізу: дробовий та систематичний . У систематичному аналізі обов'язково використовують групові реагенти, що дозволяють розділити присутні іони окремі групи, а деяких випадках і підгрупи. Для цього частину іонів переводять до складу нерозчинних сполук, а частину іонів залишають у розчині. Після відокремлення осаду від розчину аналіз їх проводять окремо.

Наприклад, в розчині є іони А1 3+ Fе 3+ і Ni 2+ . Якщо цей розчин подіяти надлишком лугу, випадає осад Fе(ОН) 3 і Ni(ОН) 2 , а розчині залишаються іони [А1(ОН) 4 ] - . Осад, що містить гідроксиди заліза та нікелю, при обробці аміаком частково розчиниться за рахунок переходу в розчин 2+. Таким чином, за допомогою двох реагентів - лугу та аміаку були отримані два розчини: в одному містилися іони [А1(ОН) 4 ] - , в іншому - іони 2+ і осад Fе(ОН) 3 . За допомогою характерних реакцій потім доводиться наявність тих чи інших іонів у розчинах та осаді, який попередньо потрібно розчинити.

Систематичний аналіз використовують переважно виявлення іонів у складних багатокомпонентних сумішах. Він дуже трудомісткий, проте перевага його полягає у легкій формалізації всіх дій, що укладаються у чітку схему (методику).

Для проведення дробового аналізу використовують лише характерні реакції. Очевидно, що наявність інших іонів може значно спотворювати результати реакції (накладення забарвлень один на одного, випадання небажаних опадів тощо). Щоб уникнути цього в дробовому аналізі використовують переважно високоспецифічні реакції, що дають аналітичний ефект з невеликим числом іонів. Для успішного проведення реакцій дуже важливо підтримувати певні умови, зокрема рН. Дуже часто в дробовому аналізі доводиться вдаватися до маскування, тобто до переведення іонів у сполуки, не здатні давати аналітичний ефект із вибраним реактивом. Наприклад, для виявлення іона нікелю використовується диметилгліоксім. Подібний аналітичний ефект із цим реагентом дає іон Fе 2+ . Для виявлення Ni 2+ іон Fе 2+ переводять у міцний фторидний комплекс 4 або окислюють до Fе 3+ , наприклад, пероксидом водню.

Дробний аналіз використовують для виявлення іонів у більш простих сумішах. Час аналізу значно скорочується, проте при цьому від експериментатора потрібно глибше знання закономірностей протікання хімічних реакцій, оскільки врахувати в одній конкретній методиці всі можливі випадки взаємного впливу іонів на характер аналітичних ефектів, що спостерігаються, досить складно.

В аналітичній практиці часто застосовують так званий дробово-систематичний метод. При такому підході використовується мінімальна кількість групових реактивів, що дозволяє намітити тактику аналізу в загальних рисах, який здійснюється дробовим методом.

За технікою проведення аналітичних реакцій розрізняють реакції: осадові; мікрокристалоскопічні; що супроводжуються виділенням газоподібних продуктів; що проводяться на папері; екстракційні; кольорові у розчинах; фарбування полум'я.

При проведенні осадових реакцій обов'язково відзначають колір і характер осаду (кристалічний, аморфний), при необхідності проводять додаткові випробування: осад перевіряють на розчинність у сильних і слабких кислотах, лугах і аміаку, надлишку реактиву. При проведенні реакцій, що супроводжуються виділенням газу, відзначають його колір та запах. У деяких випадках проводять додаткові випробування.

Наприклад, якщо припускають, що газ, що виділяється – оксид вуглецю (IV), його пропускають через надлишок вапняної води.

У дробовому та систематичному аналізах широко використовуються реакції, в ході яких з'являється нове забарвлення, найчастіше це реакції комплексоутворення або окисно-відновлювальні реакції.

В окремих випадках такі реакції зручно проводити на папері (краплинні реакції). Реактиви, що не піддаються розкладанню у звичайних умовах, наносять на папір заздалегідь. Так, для виявлення сірководню або сульфід-іонів застосовують папір, просочений нітратом свинцю [відбувається почорніння за рахунок утворення сульфіду свинцю(II)]. Багато окислювачів виявляють з допомогою йодкрохмального паперу, тобто. паперу, просоченого розчинами іодиду калію та крохмалю. У більшості випадків необхідні реактиви наносять на папір під час проведення реакції, наприклад, алізарин на іон А1 3+, купрон на іон Сu 2+ та ін Для посилення забарвлення іноді застосовують екстракцію в органічний розчинник. Для попередніх випробувань використовують реакції фарбування полум'я.

Назви деяких неорганічних кислот та солей

Нагадаю коротко на конкретних прикладах, як слід правильно називати солі.

Приклад 1. Сіль K 2 SO 4 утворена залишком сірчаної кислоти (SO 4) та металом К. Солі сірчаної кислоти називаються сульфатами. K 2 SO 4 - сульфат калію.

Приклад 2. FeCl 3 - до складу солі входить залізо та залишок соляної кислоти (Cl). Назва солі: хлорид заліза (III). Зверніть увагу: в даному випадку ми не тільки маємо назвати метал, а й вказати його валентність (III). У минулому прикладі в цьому не було необхідності, оскільки валентність натрію стала.

Важливо: у назві солі слід вказувати валентність металу лише у тому випадку, якщо цей метал має змінну валентність!

Приклад 3. Ba(ClO) 2 - до складу солі входить барій та залишок хлорнуватистої кислоти (ClO). Назва солі: гіпохлорит барію. Валентність металу у всіх його з'єднаннях дорівнює двом, вказувати її не потрібно.

Приклад 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Група NH 4 називається амоній, валентність цієї групи стала. Назва солі: дихромат (біхромат) амонію.

У наведених вище прикладах нам зустрілися лише т.з. середні чи нормальні солі. Кислі, основні, подвійні та комплексні солі, солі органічних кислот тут не обговорюватимуться.