Кислотный остаток сернистой кислоты: Формулы и названия кислот и кислотных остатков

Содержание

Химические свойства кислот

Который является второй частью формулы сложного химического соединения. Они способны замещать определенное количество атомов или групп атомов. Ни у одного кислотного остатка нет свободных реакциоспособных электронов. Как правило, кислотный остаток состоит из атомов неметаллов.

  • В кислотах — это атомы без водорода (H 2 SO 4: H (водород) — катион , SO 4 (сульфат) — кислотный остаток).
  • В солях — атомы без металла (Na 2 CO 3: Na (натрий) — металл, CO 3 (карбонат)- кислотный остаток).
  • В гидроксидах (основаниях) — атомы гидроксильной группы (OH) (Mg(OH) 2: Mg (магний — металл, (OH) 2 — атомы гидроксильной группы. Валентность OH всегда равна I.

Таблица самых распространенных кислотных остатков

Кислотный остаток Валентность Название Тривиальное название кислоты
-Cl I хлорид соляная кислота
-NO 3
I нитрат азотная кислота
-SO 4 II сульфат серная кислота
-SO 3 II сульфит сернистая кислота
-S II сульфид сероводородная кислота
-SiO 3 II силикат кремниевая кислота
-CO 3 II карбонат угольная кислота
-PO 4 III ортофосфат ортофосфатная кислота
-NO 2 I нитрит нитритная кислота
-F I фторид плавиковая кислота
-I I иодид иодидная кислота
-Br I бромид бромидная кислота

Wikimedia Foundation .

2010 .

Смотреть что такое «Кислотный остаток» в других словарях:

    кислотный остаток — — Тематики нефтегазовая промышленность EN acid residue … Справочник технического переводчика

    кислотный остаток — rūgšties liekana statusas T sritis chemija apibrėžtis Rūgšties anijonas. atitikmenys: angl. acid residue rus. кислотный остаток … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

    кислотный остаток — кислотный радикал …

    кислотный радикал — кислотный остаток … Cловарь химических синонимов I

    — (хим.) представляют собой сочетания спиртов с кислотами, происходящие путем выделения воды за счет водных остатков этих соединений. Названия [В немецкой химической литературе сложные Э. весьма целесообразно названы, по предложению Гмелина, особым …

    Термин введен в науку А. Вернером, который предполагает, что ему удалось открыть закономерность, определяющую состав гидратов, аммиакатов (ср. Кобальтиаковые соединения), двойных (и простых, кислородсодержащих) солей и вообще неорганических и… … Энциклопедический словарь Ф.

    А. Брокгауза и И.А. Ефрона

    Анион отрицательно заряженный ион. Характеризуется величиной отрицательного электрического заряда; например, Cl− однозарядный анион, а SO42− двузарядный анион. В электрическом поле анионы перемещаются к положительному… … Википедия

    Органические соединения общей формулы RN2 (алифатические диазосоединения; R алкил) или ArN2X (ароматические диазосоединения; Ar арил, Х гидроксильная группа или кислотный остаток), из которых наиболее важны последние соли диазония.… … Энциклопедический словарь

    Содержат в молекуле атом ртути, непосредственно связанный с углеродом. Известны ртутьорганические соединения типа R2Hg и RHgX, где R органический радикал, Х галоген, ОН, кислотный остаток. Применяются в органическом синтезе, как фунгициды.… … Энциклопедический словарь

    Продукты замещения атомов водорода кислоты на металл или групп ОН основания на кислотный остаток. При полном замещении образуются средние, или нормальные, соли (NaCl, K2SO4 и др.), при неполном замещении атомов Н кислые (напр. , NaHCO3), неполном … Энциклопедический словарь

В химии термины «окисление» и «восстановление» означает реакции, при которых атом или группа атомов теряют или, соответственно, приобретают электроны. Степень окисления — это приписываемая одному либо нескольким атомам численная величина, характеризующая количество перераспределяемых электронов и показывающая, каким образом эти электроны распределяются между атомами при реакции. Определение этой величины может быть как простой, так и довольно сложной процедурой, в зависимости от атомов и состоящих из них молекул. Более того, атомы некоторых элементов могут обладать несколькими степенями окисления. К счастью, для определения степени окисления существуют несложные однозначные правила, для уверенного пользования которыми достаточно знания основ химии и алгебры.

Шаги

Часть 1

Определение степени окисления по законам химии

    Определите, является ли рассматриваемое вещество элементарным. Степень окисления атомов вне химического соединения равна нулю. Это правило справедливо как для веществ, образованных из отдельных свободных атомов, так и для таких, которые состоят из двух, либо многоатомных молекул одного элемента.

  • Например, Al (s) и Cl 2 имеют степень окисления 0, поскольку оба находятся в химически несвязанном элементарном состоянии.
  • Обратите внимание, что аллотропная форма серы S 8 , или октасера, несмотря на свое нетипичное строение, также характеризуется нулевой степенью окисления.
  • Определите, состоит ли рассматриваемое вещество из ионов.

    Степень окисления ионов равняется их заряду. Это справедливо как для свободных ионов, так и для тех, которые входят в состав химических соединений.

    • Например, степень окисления иона Cl — равняется -1.
    • Степень окисления иона Cl в составе химического соединения NaCl также равна -1. Поскольку ион Na, по определению, имеет заряд +1, мы заключаем, что заряд иона Cl -1, и таким образом степень его окисления равна -1.
  • Учтите, что ионы металлов могут иметь несколько степеней окисления. Атомы многих металлических элементов могут ионизироваться на разные величины. Например, заряд ионов такого металла как железо (Fe) равняется +2, либо +3. Заряд ионов металла (и их степень окисления) можно определить по зарядам ионов других элементов, с которыми данный металл входит в состав химического соединения; в тексте этот заряд обозначается римскими цифрами: так, железо (III) имеет степень окисления +3.

    • В качестве примера рассмотрим соединение, содержащее ион алюминия. Общий заряд соединения AlCl 3 равен нулю. Поскольку нам известно, что ионы Cl — имеют заряд -1, и в соединении содержится 3 таких иона, для общей нейтральности рассматриваемого вещества ион Al должен иметь заряд +3. Таким образом, в данном случае степень окисления алюминия равна +3.
  • Степень окисления кислорода равна -2 (за некоторыми исключениями). Почти во всех случаях атомы кислорода имеют степень окисления -2. Есть несколько исключений из этого правила:

    • Если кислород находится в элементарном состоянии (O 2), его степень окисления равна 0, как и в случае других элементарных веществ.
    • Если кислород входит в состав перекиси , его степень окисления равна -1. Перекиси — это группа соединений, содержащих простую кислород-кислородную связь (то есть анион перекиси O 2 -2). К примеру, в составе молекулы H 2 O 2 (перекись водорода) кислород имеет заряд и степень окисления -1.
    • В соединении с фтором кислород обладает степенью окисления +2, читайте правило для фтора ниже.
  • Водород характеризуется степенью окисления +1, за некоторыми исключениями. Как и для кислорода, здесь также существуют исключения. Как правило, степень окисления водорода равна +1 (если он не находится в элементарном состоянии H 2). Однако в соединениях, называемых гидридами, степень окисления водорода составляет -1.

    • Например, в H 2 O степень окисления водорода равна +1, поскольку атом кислорода имеет заряд -2, и для общей нейтральности необходимы два заряда +1. Тем не менее, в составе гидрида натрия степень окисления водорода уже -1, так как ион Na несет заряд +1, и для общей электронейтральности заряд атома водорода (а тем самым и его степень окисления) должен равняться -1.
  • Фтор всегда имеет степень окисления -1. Как уже было отмечено, степень окисления некоторых элементов (ионы металлов, атомы кислорода в перекисях и так далее) может меняться в зависимости от ряда факторов. Степень окисления фтора, однако, неизменно составляет -1. Это объясняется тем, что данный элемент имеет наибольшую электроотрицательность — иначе говоря, атомы фтора наименее охотно расстаются с собственными электронами и наиболее активно притягивают чужие электроны. Таким образом, их заряд остается неизменным.

  • Сумма степеней окисления в соединении равна его заряду. Степени окисления всех атомов, входящих в химическое соединение, в сумме должны давать заряд этого соединения. Например, если соединение нейтрально, сумма степеней окисления всех его атомов должна равняться нулю; если соединение является многоатомным ионом с зарядом -1, сумма степеней окисления равна -1, и так далее.

    • Это хороший метод проверки — если сумма степеней окисления не равна общему заряду соединения, значит вы где-то ошиблись.

    Часть 2

    Определение степени окисления без использования законов химии
    1. Найдите атомы, не имеющие строгих правил относительно степени окисления. По отношению к некоторым элементам нет твердо установленных правил нахождения степени окисления. Если атом не подпадает ни под одно правило из перечисленных выше, и вы не знаете его заряда (например, атом входит в состав комплекса, и его заряд не указан), вы можете установить степень окисления такого атома методом исключения. Вначале определите заряд всех остальных атомов соединения, а затем из известного общего заряда соединения вычислите степень окисления данного атома.

      • Например, в соединении Na 2 SO 4 неизвестен заряд атома серы (S) — мы лишь знаем, что он не нулевой, поскольку сера находится не в элементарном состоянии. Это соединение служит хорошим примером для иллюстрации алгебраического метода определения степени окисления.
    2. Найдите степени окисления остальных элементов, входящих в соединение. С помощью описанных выше правил определите степени окисления остальных атомов соединения. Не забывайте об исключениях из правил в случае атомов O, H и так далее.

      • Для Na 2 SO 4 , пользуясь нашими правилами, мы находим, что заряд (а значит и степень окисления) иона Na равен +1, а для каждого из атомов кислорода он составляет -2.
    3. Найдите неизвестную степень окисления из заряда соединения. Теперь у вас есть все данные для простого расчета искомой степени окисления. Запишите уравнение, в левой части которого будет сумма числа, полученного на предыдущем шаге вычислений, и неизвестной степени окисления, а в правой — общий заряд соединения. Иными словами, (Сумма известных степеней окисления) + (искомая степень окисления) = (заряд соединения).

      • В нашем случае Na 2 SO 4 решение выглядит следующим образом:
        • (Сумма известных степеней окисления) + (искомая степень окисления) = (заряд соединения)
        • -6 + S = 0
        • S = 0 + 6
        • S = 6. В Na 2 SO 4 сера имеет степень окисления 6 .
    • В соединениях сумма всех степеней окисления должна равняться заряду. Например, если соединение представляет собой двухатомный ион, сумма степеней окисления атомов должна быть равна общему ионному заряду.
    • Очень полезно уметь пользоваться периодической таблицей Менделеева и знать, где в ней располагаются металлические и неметаллические элементы.
    • Степень окисления атомов в элементарном виде всегда равна нулю. Степень окисления единичного иона равна его заряду. Элементы группы 1A таблицы Менделеева, такие как водород, литий, натрий, в элементарном виде имеют степень окисления +1; степень окисления металлов группы 2A, таких как магний и кальций, в элементарном виде равна +2. Кислород и водород, в зависимости от вида химической связи, могут иметь 2 различных значения степени окисления.
  • Рассмотрим наиболее часто встречающиеся в учебной литературе формулы кислот:

    Легко заметить, что объединяет все формулы кислот наличие атомов водорода (H), стоящего на первом месте в формуле.

    Определение валентности кислотного остатка

    Из приведённого списка видно, что количество этих атомов может отличаться. Кислоты, в составе которых есть всего один атом водорода, называют одноосновными (азотная, соляная и другие). Серная, угольная, кремниевая кислоты — двухосновные, так как в их формулах по два атома H. Молекула трёхосновной фосфорной кислоты содержит три водородных атома.

    Таким образом, количество H в формуле характеризует основность кислоты.

    Тот атом, или группа атомов, которые записаны после водорода, называют кислотными остатками. Например, в сероводородной кислоте остаток состоит из одного атома — S, а в фосфорной, сернистой и многих других — из двух, причём один из них обязательно кислород (O). По этому признаку все кислоты делят на кислородсодержащие и бескислородные.

    Каждый кислотный остаток обладает определённой валентностью. Она равна количеству атомов Н в молекуле этой кислоты. Валентность остатка HCl равна единице, так как это одноосновная кислота. Такую же валентность имеют остатки азотной, хлорной, азотистой кислот. Валентность остатка серной кислоты (SO 4) равна двум, так как атомов водорода в ее формуле два. Трехвалентен остаток фосфорной кислоты.

    Кислотные остатки — анионы

    Помимо валентности, кислотные остатки обладают зарядами и являются анионами. Их заряды указаны в таблице растворимости: CO 3 2− , S 2− , Cl − и так далее. Обратите внимание: заряд кислотного остатка численно совпадает с его валентностью. Например, в кремниевой кислоте, формула которой H 2 SiO 3 , кислотный остаток SiO 3 имеет валентность, равную II, и заряд 2-. Таким образом, зная заряд кислотного остатка, легко определить его валентность и наоборот.

    Подведём итог. Кислотами — соединения, образованные атомами водорода и кислотными остатками. С точки зрения теории электролитической диссоциации можно дать другое определение: кислоты — электролиты, в растворах и расплавах которых присутствуют катионы водорода и анионы кислотных остатков.

    Подсказки

    Химические формулы кислот, как правило, заучивают наизусть, как и их названия. Если вы забыли, сколько атомов водорода в той или иной формуле, но знаете, как выглядит ее кислотный остаток, на помощь вам придёт таблица растворимости. Заряд остатка совпадает по модулю с валентностью, а та — с количеством H. К примеру, вы помните, что остаток угольной кислоты — CO 3 . По таблице растворимости определяете, что его заряд 2-, значит, он двухвалентен, то есть угольная кислота имеет формулу H 2 CO 3 .

    Часто возникает путаница с формулами серной и сернистой, а также азотной и азотистой кислот. Здесь тоже есть один момент, облегчающий запоминание: название той кислоты из пары, в которой атомов кислорода больше, заканчивается на -ная (серная, азотная). Кислота с меньшим количеством атомов кислорода в формуле, имеет название, заканчивающееся на -истая (сернистая, азотистая).

    Однако эти подсказки помогут лишь в том случае, если формулы кислот вам знакомы. Повторим их ещё раз.

    1. Кислота + активный металл = соль + водород

    Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2

    Азотная и концентрированная серная кислоты реагируют иначе.

    2. Кислота + основной оксид = соль + вода

    2HNO 3 + CaO = Ca(NO 3) 2 + H 2 O

    3. Кислота + основание = соль + вода (реакция нейтрализации)

    H 3 PO 4 +3LiOH = Li 3 PO 4 + 3H 2 O

    Растворы кислот изменяют цвет индикатора: лакмус — с фиолетового на красный, метиловый оранжевый — с оранжевого на розовый.

    Типовые задачи

    Пример 1. Назовите кислоту и ее анион, приведите ее графическую формулу H 2 SiO 3 .

    Степень окисления кремния в кремниевой кислоте +4, следовательно, кремний образует 4 связи с атомами кислорода.

    Эмпирическая формула H 2 SiO 3 – кремниевая кислота.

    SiO 3 2- силикат ион

    Графическая формула

    Пример 2. Привести графические и эмпирические формулы азотистой кислоты и аниона этой кислоты. Назвать анион.

    Эмпирические формулы:

    HNO 2 , азотистой кислоты

    NO 2 — нитрит ион

    Графические формулы: H-O-N=O -O-N=O

    Упражнения для самопроверки

    1. Какие вещества называются кислотами?

    2. Приведите названия следующих кислот и кислотных остатков (анионов): H 2 CO 3 , HNO 3 , CH 3 COOH, HNO 2 , H 2 S, HClO 4 , H 3 PO 4 , HCl, HMnO 4 , H 2 SO 4 , H 2 CrO 4 , HCOOH, H 2 SO 3 , H 2 Cr 2 O 7 .

    3. Приведите эмпирические и графические формулы перечисленных кислот: а)хлорной; б) бромноватой; в) хлорноватистой; г) марганцовой; д) марганцовистой; е) серной; ж) сернистой; з) дисерной; и) хромовой; к) дихромовой; л) ортотеллуровой; м) ортоиодной; н) ортомышьяковой; о) метамышьяковой; п) метамышьяковистой; р) азотной; с) угольной; т) ортоборной.

    4. Приведите названия и химические (эмпирические) формулы известных Вам бескислородных кислот.

    5. Приведите названия и химические формулы известных Вам сильных кислот.

    6. Приведите названия и химические формулы известных Вам слабых кислот.

    7. Приведите примеры химических формул и названия одноосновных кислот.

    8. Приведите примеры химических формул и названия двухосновных кислот.

    9. Приведите примеры химических формул и названия трехосновных кислот.

    СОЛИ

    Солями называют химические соединения, состоящие из положительно заряженного иона, роль которого чаще всего выполняет ион металла, и аниона кислоты (отрицательно заряженный кислотный остаток).

    Положительно заряженный ион (катион), входящий в состав соли, можно рассматривать как продукт, образующийся при отщеплении одной или нескольких гидроксогрупп от молекулы основания. Они могут быть простыми: К + — ион калия, Mg +2 — ион магния, Al +3 — ион алюминия, они образуют средние соли, а могут быть сложными: MgOH + — ион гидроксо магния, AlOH +2 — ион гидроксо алюминия или Al(OH) 2 + — ион дигидроксо алюминия, которые образуют основные соли.

    Классификация солей

    Соли классифицируются по многим признакам, но в настоящем пособии будут рассмотрены только средние, кислые и основные соли.

    Кислотные остатки (анионы кислот) образуются при отщеплении одного или нескольких ионов водорода, заряд кислотных остатков всегда отрицательный. Они могут быть простыми: Cl — — ион хлора (анион хлороводородной кислоты), SO 4 -2 – сульфат ион (анион или кислотный остаток серной кислоты), PO 4 -3 – фосфат ион (анион или кислотный остаток фосфорной кислоты), простые анионы образуют средние соли, а могут быть сложными: HSO 4 — – гидро сульфат ион, HPO 4 -2 – гидро фосфат ион, H 2 PO 4 — – дигидро фосфат ион, они образуют ряд кислых солей.

    Таким образом, соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты ионами металла основания. При полном замещении атомов водорода кислоты, образуются средние соли, а при неполном – кислые соли.

    H 3 PO 4 + Al(OH) 3 = AlPO 4 + 3H 2 O средняя соль

    3H 3 PO 4 + 2Al(OH) 3 = Al 2 (HPO 4) 3 + 6H 2 O кислая соль

    3H 3 PO 4 + Al(OH) 3 = Al(H 2 PO 4) 3 + 3H 2 O кислая соль

    Можно и наоборот, рассматривать соль, как продукт замещения гидроксидионов в молекуле основания кислотными остатками, тогда средние соли образуются при полном их замещении, а при частичном замещении образуются основные соли.

    Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = AlPO 4 + 3H 2 O средняя соль

    3Al(OH) 3 + 2H 3 PO 4 = (AlOH) 3 (PO 4) 2 + 6H 2 O основная соль

    3Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = 3 PO 4 + 3H 2 O основная соль

    Средние соли

    Средние соли состоят из катионов оснований и анионов кислот, которые не содержат ни ионов водорода, ни гидроксогрупп, способных к замещению. Например, соли К 3 РО 4 и FeCl 3 являются средними.

    Чтобы правильно написать формулу какой-либо соли, следует учитывать степень окисления катиона (металла) и величину заряда (отрицательного) у аниона кислоты. Алгебраическая сумма зарядов анионов и катионов в молекуле соли должна быть равна нулю.

    Таким образом, сульфат хрома, например, состоящий из ионов Gr +3 и SO 4 -2 , имеет состав Gr 2 ((SO 4) 3, а ортофосфат калия, состоящий из ионов К +1 и PO 4 -3 , имеет состав К 3 РО 4 . Приведенные формулы солей называются эмпирическими или просто химическими формулами. На начальном этапе изучения классов неорганических соединений, в том числе для правильного составления формул, полезно начать с составления графических формул солей.

    При изображении графической формулы соли следует опираться на графические формулы кислот, а точнее структуры аниона кислоты.

    Отчетливо представляя себе структуры ионов SO 4 -2 , ClO 4 -1 , PO 4 -3 и др., например:

    Сульфат ион Перхлорат ион Фосфат ион

    Представляя графические формулы кислотных остатков и, зная степень окисления катиона, нетрудно изобразить графические формулы соответствующих солей. При этом необходимо помнить, что свободных валентностей (не присоединенных ни к одному атому химических связей – черточек) быть не может.

    Графическая формула Al 2 (SO 4) 3 будет иметь следующий вид:

    Число связей, образованных атомами алюминия, равно шести, поскольку степень окисления атома алюминия равна +3 (т.е. его валентность равна 3), а в состав молекулы входят два атома Al. Число связей, образованных сульфат ионами, также, шесть, поскольку заряд каждого аниона равен — 2, а в состав молекулы соли входят 3 кислотных остатка. Свободных валентностей нет. Далее следует проверить состав молекулы по виду и числу составляющих ее атомов и их валентностям.


    Для Ca(ClO 4) 2 и Ba 3 (PO 4) 2 . графические формулы будет иметь следующий вид,

    Номенклатура солей

    Соли могут быть названы разными способами, но необходимо уметь называть их по международной номенклатуре, которая в наибольшей степени отражает состав соли и позволяет по названию воспроизвести химическую формулу.

    Название любой соли складывается из названия аниона в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже, причем анион называется первым.

    Если металл (катион соли) может проявлять несколько валентностей (степеней окисления), то валентность, проявляемую в данном соединении, указывают в скобках после названия катиона римскими цифрами.

    Названия средних солей бескислородных кислот образуются от латинских названий кислотообразующих элементов, заканчивают суффиксом –ид , например: K 2 S — сульфид калия, NaCN- цианид натрия, CuCl 2 — хлорид меди (II).

    Названия анионов кислородосодержащих кислот, а соответственно и солей, получают путем присоединения окончания и приставки в соответствии со степенью окисления кислотообразующего элемента. Высшей степени окисления «…ная» или «…овая» кислота (серная кислота, хромовая кислота) соответствует окончание «ат». Так, соли серной кислоты называются сульфатами, хромовой- хроматами и т.д. Более низкой степени окисления соответствует окончание «ит»; например, соли сернистой кислоты- сульфиты; азотистой — нитриты и т.д. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента («…оватистая» кислота), ее анион получает приставку «гипо…» и окончание «…ит»; так соли хлорноватистой кислоты HClO называют гипохлоритами.

    Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то к названию аниона добавляют числительную приставку «ди…». Например, соли двухромовой кислоты H 2 Сr 2 O 7 называются дихроматами (иногда бихроматами), соли двуфосфорной кислоты H 4 P 2 O 7 — дифосфатами.

    Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой (HMnO 4), хлорной (HClO 4), йодной (HJO 4) кислот называют соответственно перманганатами, перхлоратами, перйодатами. Аналогично, соли марганцовистой (H 2 MnO 4), хлорноватой (HClO 3), и йодноватой (HIO 3) кислот носят названия манганатов, хлоратов и йодатов.

    Названия важнейших кислот и солей приведены в таблице 3.

    Таблица 3 – Названия важнейших кислот и солей

    Кислотообразующий элемент Химическая формула Название кислоты Название солей
    C +4 H 2 CO 3 Угольная Карбонаты, гидрокарбонаты
    Si +4 H 2 SiO 3 Кремниевая Силикаты, гидросиликаты
    N +3 HNO 2 Азотистая Нитриты
    N +5 HNO 3 Азотная Нитраты
    P +5 H 3 PO 4 Ортофосфорная Фосфаты, гидрофосфаты, дигидрофосфаты
    S +4 H 2 SO 3 Сернистая Сульфиты, гидросульфиты
    S +6 H 2 SO 4 Серная Сульфаты, гидросульфаты
    Cr +6 H 2 CrO 4 H 2 Cr 2 O 7 Хромовая Дихромовая Хроматы Дихроматы
    Cl + HClO Хлорноватистая Гипохлориты
    Cl +3 HClO 2 Хлористая Хлориты
    Cl +5 HClO 3 Хлорноватая Хлораты
    Cl +7 HClO 4 Хлорная Перхлораты
    Mn +6 H 2 MnO 4 Марганцовистая Манганаты
    Mn +7 HMnO 4 Марганцовая Перманганаты
    Безкислородные кислоты
    Cl — HCl Хлороводородная Хлориды
    Br — HBr Бромоводородная Бромиды
    Кислотообразующий элемент Химическая формула Название кислоты Название солей
    I — HI Иодоводородная Иодиды
    S -2 H 2 S Сероводородная Сульфиды, Гидросульфиды
    Органические кислоты
    C +4 HCOOH Муравьиная Формиаты
    C +4 CH 3 COOH Уксусная Ацетаты

    Кислые соли

    Кислые соли содержат остатки кислот, имеющие ион водорода, способный к дальнейшему замещению на остаток основания, они образуются в результате неполного замещения водородных ионов кислоты ионами металла. Например, K 2 HPO 4 и Ba(HCO 3) 2 – кислые соли.

    Названия кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначают греческими числительными (ди, три и т.д.).

    Одноосновные кислоты не образуют кислых солей, поскольку их молекулы содержат только один ион Н + , способный замещаться ионом металла.

    Двухосновные кислоты, такие, как H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 и другие, образуют кислые соли, содержащие, соответственно, однократно отрицательно заряженные ионы HSO 4 — , HSO 3 — , HCO 3 — , называемые, соответственно, гидросульфат-, гидросульфит- и гидрокарбонат — ионами. Заряды этих ионов определяются как результат отрыва положительно заряженного иона Н + от нейтральной молекулы той или другой кислоты по схеме:

    Зная заряд иона, входящего в состав кислой соли, и иона металла нетрудно написать формулу кислой соли. Применительно к серной кислоте, кислые соли которой содержат ион HSO 4 — , формулы будут иметь следующий вид:

    для однозарядных ионов – NaHSO 4 ,KHSO 4 ;

    для двухзарядных ионов – Mg(HSO 4) 2 , Zn(HSO 4) 2 ;

    для трехзарядных ионов – Al(HSO 4) 3, Fe(HSO 4) 3 .

    Трехосновные кислоты, такие как H 3 PO 4 , H 3 AsO 4 и некоторые другие, способны образовывать два типа кислых солей. В одном случае происходит замещение одного иона Н+ ионом металла, а два других иона Н + входят в состав отрицательно заряженного иона кислотного остатка, образующего кислую соль.

    Поскольку соли, содержащие ион H 2 PO 4 — или H 2 AsO 4 -, получены в результате замещения одного иона Н+ в молекуле кислоты ионом металла, они получили названия однозамещенных кислых солей или первичных кислых солей. Однозамещенные кислые соли для ионов различной степени окисления имеют следующие формулы и названия:

    NaH 2 HO 4 дигидроортофосфат натрия,

    Ca(H 2 HO 4), дигидроортофосфат кальция,

    Al(H 2 PO 4) 3 дигидроортофосфат алюминия,

    В другом случае происходит замещение двух ионов Н + ионами металла, а третий ион Н + входит в состав отрицательно заряженного иона HPO 4 2- гидроортофосфатиона, образующего кислую соль:

    Кислые соли, полученные в результате замещения двух ионов Н+ ионами металла, называются двухзамещенными кислыми солями, например,

    Na 2 HPO 4 — гидроортофосфат натрия,

    CaHPO 4 – гидроортофосфат кальция,

    Al 2 (HPO 4) 3 – гидроортофосфат алюминия.

    Основные соли

    Основными называются соли, которые образуются в результате неполного замещения гидроксидных групп основания анионами кислот. Например, AlOHSO 4 , FeOHCl 2 — соли основные. В состав основных солей входит остаток основания, содержащий гидроксогруппу, способную к замещению на остаток кислоты.

    Названия основных солей образуются подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку «гидроксо…», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Так FeOHCl- хлорид гидроксожелеза (II), (NiOH) 2 SO 4 — сульфат гидроксоникеля (II), Al(OH) 2 NO 3 — нитрат дигидроксоалюминия.

    Однокислотные основания, например, такие как NaOH, KOH, AgOH и другие, не образуют основных солей, поскольку их молекулы содержат только один ион ОН-, способный замещаться анионом кислоты.

    Двухкислотные основания (содержащие две гидроксогруппы способные к замещению), такие как Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Mn(OH) 2 и другие, образуют основные соли, содержащие однократно заряженные катионы Mg(OH) + , Cu(OH) + , Mn(OH)+ и называемые соответственно гидроксомагний-, гидроксокупрум(II)- и гироксомарганец (II)-ионами.

    Заряды этих ионов определяются как результат отрыва однократно отрицательно заряженного иона OH — от нейтральной молекулы гидроксида металла по схеме

    Мg(ОН) 2 ↔ ОН — + Мg (ОН) +

    нейтральная отрицательно положително
    молекула заряженный заряженый

    и представляют собой сочетание двукратно заряженного иона металла Ме +2 с ионом OH — .

    Зная заряд иона, входящего в состав основной соли, а также заряд аниона нетрудно вывести формулу основной соли. Применительно к гидроксиду магния, основные соли которого содержат ион Mg(OH) + , формулы их имеют следующий вид:

    для однозарядных анионов – Mg(OH)Cl, Mg(OH)NO 3 ;

    для двухзарядных анионов – (Mg(OH) 2 SO 4 , (Mg(OH) 2 CO 3 ;

    для трехзарядных анионов – (Mg(OH) 3 PO 4 ,(Mg(OH) 3 AsO 4 ;

    Трехкислотные основания, такие как Al(OH) 3, Gr(OH) 3 , Fe(OH) 3 и другие, способны образовывать два типа основных солей. В одном случае происходит замещение одного иона ОН —

    Al(OH) 3 = Al(OH) 2 + + OH —

    а два других входят в состав однократно заряженного положительного иона Al(OH) 2 + , называемого дигидроксоалюминий-ионом. Основные соли алюминия этого типа, в зависимости от заряда аниона, характеризуются следующими формулами:

    Al(OH) 2 NO 3 — нитрат дигидроксо алюминия,

    (Al(OH) 2) 2 SO 4 — сульфат дигидроксо алюминия,

    (Al(OH) 2) 3 PO 4 — фосфат дигидроксо алюминия,

    В другом случае происходит замещение двух ионов ОН —

    Al(OH) 3 = AlOH +2 + 2OH —

    а третий ион ОН — входит в состав двукратно положительно заряженного гидроксоалюминий-иона. Основные соли алюминия этого типа будут иметь следующие формулы:

    Al(OH)Cl 2 – хлорид гидроксо алюминия,

    AlOHSO 4 – сульфат гидроксо алюминия,

    (Al(OH) 3 (PO 4) 2 – ортофосфат гидроксо алюминия.

    Как следует из приведенных примеров, названия основных солей слагаются из международных названий отрицательно заряженных ионов с указанием в родительном падеже положительно заряженных гидроксо – или дигидроксо — ионов.

    Одним из условий, благоприятствующих образованию основных солей, является недостаточное количество кислоты по сравнению с тем, которое расходуется на образование средней соли. Так, при взаимодействии Al(OH) 3 c H 2 SO 4 уравнения образования основных солей и их графические формулы имеют следующий вид:

    Получение солей

    Соли можно получить различными способами, однако наиболее общими являются следующие:

    1. Взаимодействие основания и кислоты (реакция нейтрализации). В зависимости от взятых соотношений реагентов могут образовываться средняя, кислые и основные соли.

    3Fe(OH) 2 + 2H 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 + 6H 2 O – фосфат железа (II).

    Fe(OH) 2 + H 3 PO 4 = FeSrHPO 4 + 2H 2 O – гидрофосфат железа (II).

    Fe(OH) 2 + 2H 3 PO 4 = Fe(H 2 PO 4) 2 + 2H 2 O — дигидрофосфат железа (II).

    3Fe(OH) 2 + H 3 PO 4 = (FeOH) 3 PO 4 + 3H 2 O – фосфат гидроксо железа (II).

    2. Основной оксид и кислотный оксид (солеобразующий) образуют соль без выделения других продуктов реакции.

    CaO + CO 2 = CaCO 3 – карбонат кальция

    3. Основной оксид (или амфотерный) и кислота при взаимодействии образуют соль, в которой элемент оксида является катионом, и воду

    BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O – сульфат бария

    Al 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Al(NO 3) 3 + 3H 2 O – нитрат алюминия

    4. Активные металлы, растворяясь в разбавленных кислотах (кроме азотной кислоты) образуют соль соответствующей кислоты, при этом выделяется водород.

    Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ­ хлорид цинка

    Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 ­ сульфат железа (II)

    Химические свойства солей

    Важнейшими являются следующие свойства солей:

    1. При растворении в воде соли практически полностью распадаются на катионы (положительно заряженные ионы металлов или более сложные образования) и анионы кислот. Этот процесс называется электролитической диссоциацией солей.

    NaCl ® Na + + Cl —

    KHSO 3 ® K + + HSO 3 —

    CuOHNO 2 ® CuOH + + NO 2 —

    (NH 4) 2 SO 4 ® 2NH 4 + + SO 4 -2

    CH 3 COONa ® Na + + CH 3 COO —

    2. Термическое разложение солей. Некоторые соли при нагревании образуют оксиды (основной и кислотный).

    CaCO 3 CaO + CO 2

    3. Взаимодействие солей друг с другом. При определенных условиях (например, выделение осадка) соли взаимодействуют.

    AgNO 3 + KJ ® KNO 3 + AgI¯

    4. Менее активные металлы способны вытеснять более активные металлы из растворов их солей.

    Hg(NO 3) 2 + Cu = Cu(NO 3) 2 + Hg

    Типовые задачи

    1. Назовите следующие соли: а) Аl 2 (SO 4) 3 , б) FеОН(NО 3) 2 , в) KHS; г) FeCl 2 , д) NaH 2 PO 4 , е) AlOHSO 4 .

    Решение

    а) Аl 2 (SO 4) 3 сульфат алюминия, б) FеОН(NО 3) 2 нитрат гидроксожелеза {III}, в) KHS гидросульфид калия, г) FeCl 2 хлорид железа {II}, д) NaH 2 PO 4 дигидрофосфат натрия, е) AlOHSO 4 сульфат гидроксоалюминия.

    2. Приведите эмпирические и графические формулы следующих солей: фосфат калия, гидрокарбонат магния, карбонат гидроксокальция, дигидрофосфат титана {II}, сульфат дигидроксо титана {IV}.

    Решение


    гидрокарбонат магния Mg(HCO 3) 2

    карбонат гидроксокальция (CaOH) 2 CO 3

    дигидрофосфат титана {II} Ti(H 2 PO 4) 2


    сульфат дигидроксотитана {IV} Ti(OH) 2 SO 4

    3. Составьте уравнения реакций между гидроксидом лантана (III) и кремниевой кислотой, приводящими к образованию следующих солей: La 2 (SiO 3) 3 , La(HSiO 3) 3 , LaOHSiO 3 , 2 SiO 3 . Приведите названия солей по международной номенклатуре.

    Решение

    2La(OH) 3 + 3H 2 SiO 3 = La 2 (SiO 3) 3 + 6H 2 O

    силикат лантана (III)

    La(OH) 3 + 3H 2 SiO 3 = La(HSiO 3) 3 + 3H 2 O

    гидросиликат лантана (III)

    La(OH) 3 + H 2 SiO 3 = LaOHSiO 3 + 2H 2 O

    силикат гидроксолантана (III)

    La(OH) 3 + H 2 SiO 3 = 2 SiO 3 + 2H 2 O

    силикат дигидроксолантана (III)

    С одним из представителей веществ этого класса вы уже познакомились, когда рассматривали летучие водородные соединения на примере хлороводорода НСl. Раствор его в воде и представляет собой соляную кислоту. Она имеет ту же формулу НСl. Аналогично при растворении в воде другого летучего водородного соединения — сероводорода H 2 S — образуется раствор сероводородной кислоты с формулой H 2 S.

    Молекулы этих кислот состоят из двух элементов, т. е. они являются бинарными соединениями. Однако к классу кислот относят также и соединения, состоящие из большего числа химических элементов. Как правило, третьим элементом, входящим в состав кислоты, является кислород. Поэтому такие кислоты называют кислородсодержащими, в отличие от НСl и H 2 S, которые называют бескислородными. Перечислим некоторые кислородсодержащие кислоты.

    • Азотная кислота — HNO 3 .
    • Азотистая кислота — HNO 2 .
    • Серная кислота — H 2 SO 4 .
    • Сернистая кислота — H 2 SO 3 .
    • Угольная кислота — Н 2 СO 3 .
    • Кремниевая кислота — H 2 SiO 3 .
    • Фосфорная кислота — Н 3 РO 4 .

    Обратите внимание, что все кислоты (и кислородсодержащие, и бескислородные) обязательно содержат водород, который в формуле записывают на первом месте. Всю остальную часть формулы называют кислотным остатком. Например, у НСl кислотным остатком является Сl, а у Н 3 РO 4 кислотный остаток РO 4 .

    Как правило, кислотные остатки образуют элементы-неметаллы.

    По формулам кислот можно определить степени окисления атомов химических элементов, образующих кислоты.

    Для бинарных кислот это сделать просто. Так как у водорода степень окисления +1, то в соединении у хлора степень окисления -1, а в соединении у серы степень окисления -2.

    Несложно будет рассчитать и степени окисления атомов элементов-неметаллов, образующих кислотные остатки кислородсодержащих кислот. Нужно только помнить, что суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна нулю, а степени окисления водорода +1 и кислорода -2. Тогда, например, по формуле серной кислоты можно составить уравнение:

    (+1) 2 + х + (-2) 4 = 0,

    где х — степень окисления серы, откуда х = +6. Отсюда формула серной кислоты с проставленными степенями окисления принимает вид .

    Зная степень окисления элемента-неметалла, образующего кислотный остаток кислородсодержащей кислоты, можно определить, какой оксид ей соответствует.

    Например, серной кислоте , в которой у серы степень окисления равна +6, соответствует оксид серы (VI) ; азотной кислоте , в которой у азота степень окисления равна +5, соответствует оксид азота (V) .

    По формулам кислот можно также определить и общий заряд, который имеют кислотные остатки. Заряд кислотного остатка всегда отрицателен и равен числу атомов водорода в кислоте. Число атомов водорода в кислоте называют основностью. Для одноосновных кислот, содержащих один атом водорода, например НСl и HN0 3 , заряды ионов кислотных остатков, которые они образуют в растворе, равны 1-, т. е. Сl — и . Для двухосновных кислот, например H 2 S0 4 и H 2 S, заряды кислотных остатков равны 2-, т. е. . Кислотный остаток, например , имеет общий заряд 2- и представляет собой сложный ион, который образуется при растворении кислоты в воде.

    Бинарные бескислородные кислоты НСl и H 2 S образуют в водных растворах простые ионы Сl — и S 2- , а кислородсодержащие кислоты образуют сложные ионы, например .

    Для того чтобы различать степени окисления и заряды ионов, условились записывать знак «+» или «-» перед цифрой, указывающей величину заряда степени окисления (Степень окисления записывают над символом элемента): , но после цифры, указывающей величину заряда иона (Заряд иона записывают справа от символа химического элемента. ): . И ещё: единичный заряд степени окисления обозначают цифрой +1 или -1, а единичный заряд иона — только знаками «+» или «-». Например, степень окисления , а заряд иона Сl — .

    Познакомимся с некоторыми из кислот.

    В природе встречается много кислот: лимонная кислота в лимонах, яблочная кислота в яблоках, щавелевая кислота в листьях щавеля, муравьиная кислота в пчелином яде и жгучих волосках крапивы (рис. 62). Муравьи защищаются от врагов, разбрызгивая едкие капельки, содержащие муравьиную кислоту.

    Рис. 62.
    Кислоты в природе

    При скисании виноградного сока получается уксусная кислота, а при скисании молока — молочная кислота (рис. 63). Она же образуется при квашении капусты и при силосовании кормов для скота. В быту часто применяют лимонную и уксусную кислоты. Употребляемый в пищу уксус — это раствор уксусной кислоты.

    Рис. 63.
    Кислоты в продуктах питания

    Многие кислоты, например серная и соляная, нужны в народном хозяйстве в огромных количествах.

    Серная кислота H 2 SO 4 — бесцветная жидкость, вязкая, как масло, не имеющая запаха, почти вдвое тяжелее воды. Серная кислота поглощает влагу из воздуха и других газов. Это свойство серной кислоты используют для осушения некоторых газов.

    При смешивании серной кислоты с водой выделяется большое количество теплоты. Если воду вливать в серную кислоту, то вода, не успев смешаться с кислотой, может закипеть и выбросить брызги серной кислоты на лицо и руки работающего. Чтобы этого не случилось, при растворении серной кислоты нужно вливать её тонкой струей в воду и перемешивать (рис. 64).

    Рис. 64.
    Разбавление концентрированной серной кислоты водой

    Серная кислота обугливает древесину, кожу, ткани. Если в пробирку с серной кислотой опустить лучинку, то происходит химическая реакция — лучинка обугливается. Теперь понятно, как опасно попадание брызг серной кислоты на кожу человека и одежду.

    Угольная и сернистая кислоты — Н 2 СO 3 и H 2 SO 3 — в свободном виде не существуют, так как они разлагаются на воду и соответствующий оксид (газ):

    Растворы всех кислот кислые, но распознавать концентрированные кислоты на вкус не решится ни один химик — это опасно. Есть более эффективные и безопасные способы обнаружения кислот. Их так же, как и щёлочи, распознают с помощью индикаторов.

    Добавим к растворам кислот по нескольку капель раствора лакмуса фиолетового цвета. Лакмус окрасится в красный цвет. Метиловый оранжевый при действии кислот изменяет оранжевый цвет на красно-розовый (см. табл. 4 в § 20). А вот кремниевую кислоту H 2 SiO 3 , поскольку она нерастворима в воде, так распознавать нельзя.

    Кроме этих индикаторов химики используют множество других, в том числе и смеси различных индикаторов. Наиболее удобен универсальный индикатор, который представляет собой смесь индикаторов, нанесённую на специальные бумажные полоски. Изменение цвета при помещении такой полоски в испытуемый раствор сигнализирует не только о том, является ли среда раствора нейтральной, щелочной или кислотной, но также и о том, насколько значительны его кислотность или щёлочность, которые оцениваются по специальной шкале (рис. 65).

    Рис. 65.
    Шкала pH и окраска универсального индикатора в разных средах

    Эта шкала нанесена на упаковку полосок универсальной индикаторной бумаги. Она называется шкалой pH (читается «пэ-аш»). Значение pH нейтральной среды, (например, дистиллированной воды) равно 7,0 (pH = 7,0). В кислотной среде pH меньше 7,0 и чем меньше эта величина, тем выше кислотность раствора. В щелочной среде pH больше 7,0, и чем больше эта величина, тем выше щёлочность раствора. Изменение цвета полоски, помещённой в испытуемый раствор, затем сравнивают со шкалой.

    Лабораторный опыт № 10


    Определение pH растворов кислоты, щёлочи и воды
      Нанесите на полоску универсальной индикаторной бумаги с помощью пипетки или стеклянной палочки по капле выданных вам растворов кислот, щелочей, воды. Сравните изменение цвета со шкалой, определите среду растворов и значения их pH.

    Лабораторный опыт № 11


    Определение pH лимонного и яблочного соков на срезе плодов
      Без проведения эксперимента мы знаем, что лимон кислее яблока. Тем не менее приложите полоски универсальной индикаторной бумаги к свежему срезу лимона и яблока и подтвердите эту аксиому количественно, т. е. укажите значения pH для сока лимона и яблока.

    Ключевые слова и словосочетания

    1. Кислоты кислородсодержащие и бескислородные.
    2. Кислотные остатки и основность кислот.
    3. Сложные и простые ионы.
    4. Соляная, сероводородная, серная, сернистая, угольная, азотная, азотистая, фосфорная и кремниевая кислоты.
    5. Непрочные кислоты: угольная и сернистая.
    6. Нерастворимая кремниевая кислота.
    7. Изменение окраски индикаторов в кислотной среде.
    8. Универсальный индикатор.
    9. Шкала pH.

    Работа с компьютером

    1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
    2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока — сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

    Вопросы и задания

    1. Дайте характеристику фосфорной кислоты по плану: а) формула; б) наличие кислорода; в) основность; г) растворимость; д) степени окисления элементов, образующих кислоту; е) заряд иона, образуемого кислотным остатком; ж) соответствующий оксид.
    2. Почему нельзя приливать воду в серную кислоту для её разбавления?
    3. Составьте химические формулы кислот, соответствующих оксидам, формулы которых: N 2 O 3 , СO 2 , Р 2 O 5 , SiO 2 , SO 2 . Дайте названия всех веществ.
    4. Вычислите количество вещества, соответствующее: а) 490 г серной кислоты H 2 SO 4 ; б) 9,8 г фосфорной кислоты Н 3 РO 4 .

    Общая характеристика кислот — урок. Химия, 8 класс.

    Кислотами называют сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться металлами, и кислотных остатков.

    Кислотным остатком называют часть молекулы кислоты, соединённую с атомами водорода.


    При замещении водорода в кислотах металлами в состав образующихся солей кислотные остатки переходят в неизменном виде. Если кислотный остаток в кислоте соединён с одним атомом водорода, то он одновалентен, если с двумя — двухвалентен, если с тремя — трёхвалентен и т. д.

    Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода, способных замещаться металлами.

    Формулы и названия некоторых кислот приведены в таблице.


    Важнейшие неорганические кислоты

                                                                                     

    Название кислоты

    Формула кислоты

    Формула

    кислотного остатка

    Название соли этой кислоты

    Фтороводородная (плавиковая)

    HF

    −F

     Фторид

    Хлороводородная (соляная)

    HCl

    −Cl

     Хлорид

    Бромоводородная

    HBr

    −Br

     Бромид

    Угольная

    h3CO3

    =CO3

     Карбонат

    Кремниевая

    =SiO3

     Силикат

    Азотная

    HNO3

    −NO3

     Нитрат

    Ортофосфорная

    (фосфорная)

    h4PO4

    ≡PO4

     Ортофосфат

     (фосфат)

    Серная

    h3SO4

    =SO4

     Сульфат

    Сернистая

    h3SO3

     Сульфит

    Сероводородная

    h3S

    =S

     Сульфид

    Представителем органических кислот является уксусная кислота Ch4COOH.  Хотя в молекуле этой кислоты — четыре атома водорода, только один из них (входящий в состав группы СООН) может быть замещён металлом. Поэтому кислотный остаток уксусной кислоты является одновалентным.

    Как определить степень окисления. Кислотный остаток

    1. Кислота + активный металл = соль + водород

    Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2

    Азотная и концентрированная серная кислоты реагируют иначе.

    2. Кислота + основной оксид = соль + вода

    2HNO 3 + CaO = Ca(NO 3) 2 + H 2 O

    3. Кислота + основание = соль + вода (реакция нейтрализации)

    H 3 PO 4 +3LiOH = Li 3 PO 4 + 3H 2 O

    Растворы кислот изменяют цвет индикатора: лакмус — с фиолетового на красный, метиловый оранжевый — с оранжевого на розовый.

    Типовые задачи

    Пример 1. Назовите кислоту и ее анион, приведите ее графическую формулу H 2 SiO 3 .

    Степень окисления кремния в кремниевой кислоте +4, следовательно, кремний образует 4 связи с атомами кислорода.

    Эмпирическая формула H 2 SiO 3 – кремниевая кислота.

    SiO 3 2- силикат ион

    Графическая формула

    Пример 2. Привести графические и эмпирические формулы азотистой кислоты и аниона этой кислоты. Назвать анион.

    Эмпирические формулы:

    HNO 2 , азотистой кислоты

    NO 2 — нитрит ион

    Графические формулы: H-O-N=O -O-N=O

    Упражнения для самопроверки

    1. Какие вещества называются кислотами?

    2. Приведите названия следующих кислот и кислотных остатков (анионов): H 2 CO 3 , HNO 3 , CH 3 COOH, HNO 2 , H 2 S, HClO 4 , H 3 PO 4 , HCl, HMnO 4 , H 2 SO 4 , H 2 CrO 4 , HCOOH, H 2 SO 3 , H 2 Cr 2 O 7 .

    3. Приведите эмпирические и графические формулы перечисленных кислот: а)хлорной; б) бромноватой; в) хлорноватистой; г) марганцовой; д) марганцовистой; е) серной; ж) сернистой; з) дисерной; и) хромовой; к) дихромовой; л) ортотеллуровой; м) ортоиодной; н) ортомышьяковой; о) метамышьяковой; п) метамышьяковистой; р) азотной; с) угольной; т) ортоборной.

    4. Приведите названия и химические (эмпирические) формулы известных Вам бескислородных кислот.

    5. Приведите названия и химические формулы известных Вам сильных кислот.

    6. Приведите названия и химические формулы известных Вам слабых кислот.

    7. Приведите примеры химических формул и названия одноосновных кислот.

    8. Приведите примеры химических формул и названия двухосновных кислот.

    9. Приведите примеры химических формул и названия трехосновных кислот.

    СОЛИ

    Солями называют химические соединения, состоящие из положительно заряженного иона, роль которого чаще всего выполняет ион металла, и аниона кислоты (отрицательно заряженный кислотный остаток).

    Положительно заряженный ион (катион), входящий в состав соли, можно рассматривать как продукт, образующийся при отщеплении одной или нескольких гидроксогрупп от молекулы основания. Они могут быть простыми: К + — ион калия, Mg +2 — ион магния, Al +3 — ион алюминия, они образуют средние соли, а могут быть сложными: MgOH + — ион гидроксо магния, AlOH +2 — ион гидроксо алюминия или Al(OH) 2 + — ион дигидроксо алюминия, которые образуют основные соли.

    Классификация солей

    Соли классифицируются по многим признакам, но в настоящем пособии будут рассмотрены только средние, кислые и основные соли.

    Кислотные остатки (анионы кислот) образуются при отщеплении одного или нескольких ионов водорода, заряд кислотных остатков всегда отрицательный. Они могут быть простыми: Cl — — ион хлора (анион хлороводородной кислоты), SO 4 -2 – сульфат ион (анион или кислотный остаток серной кислоты), PO 4 -3 – фосфат ион (анион или кислотный остаток фосфорной кислоты), простые анионы образуют средние соли, а могут быть сложными: HSO 4 — – гидро сульфат ион, HPO 4 -2 – гидро фосфат ион, H 2 PO 4 — – дигидро фосфат ион, они образуют ряд кислых солей.

    Таким образом, соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты ионами металла основания. При полном замещении атомов водорода кислоты, образуются средние соли, а при неполном – кислые соли.

    H 3 PO 4 + Al(OH) 3 = AlPO 4 + 3H 2 O средняя соль

    3H 3 PO 4 + 2Al(OH) 3 = Al 2 (HPO 4) 3 + 6H 2 O кислая соль

    3H 3 PO 4 + Al(OH) 3 = Al(H 2 PO 4) 3 + 3H 2 O кислая соль

    Можно и наоборот, рассматривать соль, как продукт замещения гидроксидионов в молекуле основания кислотными остатками, тогда средние соли образуются при полном их замещении, а при частичном замещении образуются основные соли.

    Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = AlPO 4 + 3H 2 O средняя соль

    3Al(OH) 3 + 2H 3 PO 4 = (AlOH) 3 (PO 4) 2 + 6H 2 O основная соль

    3Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = 3 PO 4 + 3H 2 O основная соль

    Средние соли

    Средние соли состоят из катионов оснований и анионов кислот, которые не содержат ни ионов водорода, ни гидроксогрупп, способных к замещению. Например, соли К 3 РО 4 и FeCl 3 являются средними.

    Чтобы правильно написать формулу какой-либо соли, следует учитывать степень окисления катиона (металла) и величину заряда (отрицательного) у аниона кислоты. Алгебраическая сумма зарядов анионов и катионов в молекуле соли должна быть равна нулю.

    Таким образом, сульфат хрома, например, состоящий из ионов Gr +3 и SO 4 -2 , имеет состав Gr 2 ((SO 4) 3, а ортофосфат калия, состоящий из ионов К +1 и PO 4 -3 , имеет состав К 3 РО 4 . Приведенные формулы солей называются эмпирическими или просто химическими формулами. На начальном этапе изучения классов неорганических соединений, в том числе для правильного составления формул, полезно начать с составления графических формул солей.

    При изображении графической формулы соли следует опираться на графические формулы кислот, а точнее структуры аниона кислоты.

    Отчетливо представляя себе структуры ионов SO 4 -2 , ClO 4 -1 , PO 4 -3 и др., например:

    Сульфат ион Перхлорат ион Фосфат ион

    Представляя графические формулы кислотных остатков и, зная степень окисления катиона, нетрудно изобразить графические формулы соответствующих солей. При этом необходимо помнить, что свободных валентностей (не присоединенных ни к одному атому химических связей – черточек) быть не может.

    Графическая формула Al 2 (SO 4) 3 будет иметь следующий вид:

    Число связей, образованных атомами алюминия, равно шести, поскольку степень окисления атома алюминия равна +3 (т.е. его валентность равна 3), а в состав молекулы входят два атома Al. Число связей, образованных сульфат ионами, также, шесть, поскольку заряд каждого аниона равен — 2, а в состав молекулы соли входят 3 кислотных остатка. Свободных валентностей нет. Далее следует проверить состав молекулы по виду и числу составляющих ее атомов и их валентностям.


    Для Ca(ClO 4) 2 и Ba 3 (PO 4) 2 . графические формулы будет иметь следующий вид,

    Номенклатура солей

    Соли могут быть названы разными способами, но необходимо уметь называть их по международной номенклатуре, которая в наибольшей степени отражает состав соли и позволяет по названию воспроизвести химическую формулу.

    Название любой соли складывается из названия аниона в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже, причем анион называется первым.

    Если металл (катион соли) может проявлять несколько валентностей (степеней окисления), то валентность, проявляемую в данном соединении, указывают в скобках после названия катиона римскими цифрами.

    Названия средних солей бескислородных кислот образуются от латинских названий кислотообразующих элементов, заканчивают суффиксом –ид , например: K 2 S — сульфид калия, NaCN- цианид натрия, CuCl 2 — хлорид меди (II).

    Названия анионов кислородосодержащих кислот, а соответственно и солей, получают путем присоединения окончания и приставки в соответствии со степенью окисления кислотообразующего элемента. Высшей степени окисления «…ная» или «…овая» кислота (серная кислота, хромовая кислота) соответствует окончание «ат». Так, соли серной кислоты называются сульфатами, хромовой- хроматами и т.д. Более низкой степени окисления соответствует окончание «ит»; например, соли сернистой кислоты- сульфиты; азотистой — нитриты и т.д. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента («…оватистая» кислота), ее анион получает приставку «гипо…» и окончание «…ит»; так соли хлорноватистой кислоты HClO называют гипохлоритами.

    Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то к названию аниона добавляют числительную приставку «ди…». Например, соли двухромовой кислоты H 2 Сr 2 O 7 называются дихроматами (иногда бихроматами), соли двуфосфорной кислоты H 4 P 2 O 7 — дифосфатами.

    Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой (HMnO 4), хлорной (HClO 4), йодной (HJO 4) кислот называют соответственно перманганатами, перхлоратами, перйодатами. Аналогично, соли марганцовистой (H 2 MnO 4), хлорноватой (HClO 3), и йодноватой (HIO 3) кислот носят названия манганатов, хлоратов и йодатов.

    Названия важнейших кислот и солей приведены в таблице 3.

    Таблица 3 – Названия важнейших кислот и солей

    Кислотообразующий элемент Химическая формула Название кислоты Название солей
    C +4 H 2 CO 3 Угольная Карбонаты, гидрокарбонаты
    Si +4 H 2 SiO 3 Кремниевая Силикаты, гидросиликаты
    N +3 HNO 2 Азотистая Нитриты
    N +5 HNO 3 Азотная Нитраты
    P +5 H 3 PO 4 Ортофосфорная Фосфаты, гидрофосфаты, дигидрофосфаты
    S +4 H 2 SO 3 Сернистая Сульфиты, гидросульфиты
    S +6 H 2 SO 4 Серная Сульфаты, гидросульфаты
    Cr +6 H 2 CrO 4 H 2 Cr 2 O 7 Хромовая Дихромовая Хроматы Дихроматы
    Cl + HClO Хлорноватистая Гипохлориты
    Cl +3 HClO 2 Хлористая Хлориты
    Cl +5 HClO 3 Хлорноватая Хлораты
    Cl +7 HClO 4 Хлорная Перхлораты
    Mn +6 H 2 MnO 4 Марганцовистая Манганаты
    Mn +7 HMnO 4 Марганцовая Перманганаты
    Безкислородные кислоты
    Cl — HCl Хлороводородная Хлориды
    Br — HBr Бромоводородная Бромиды
    Кислотообразующий элемент Химическая формула Название кислоты Название солей
    I — HI Иодоводородная Иодиды
    S -2 H 2 S Сероводородная Сульфиды, Гидросульфиды
    Органические кислоты
    C +4 HCOOH Муравьиная Формиаты
    C +4 CH 3 COOH Уксусная Ацетаты

    Кислые соли

    Кислые соли содержат остатки кислот, имеющие ион водорода, способный к дальнейшему замещению на остаток основания, они образуются в результате неполного замещения водородных ионов кислоты ионами металла. Например, K 2 HPO 4 и Ba(HCO 3) 2 – кислые соли.

    Названия кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначают греческими числительными (ди, три и т.д.).

    Одноосновные кислоты не образуют кислых солей, поскольку их молекулы содержат только один ион Н + , способный замещаться ионом металла.

    Двухосновные кислоты, такие, как H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 и другие, образуют кислые соли, содержащие, соответственно, однократно отрицательно заряженные ионы HSO 4 — , HSO 3 — , HCO 3 — , называемые, соответственно, гидросульфат-, гидросульфит- и гидрокарбонат — ионами. Заряды этих ионов определяются как результат отрыва положительно заряженного иона Н + от нейтральной молекулы той или другой кислоты по схеме:

    Зная заряд иона, входящего в состав кислой соли, и иона металла нетрудно написать формулу кислой соли. Применительно к серной кислоте, кислые соли которой содержат ион HSO 4 — , формулы будут иметь следующий вид:

    для однозарядных ионов – NaHSO 4 ,KHSO 4 ;

    для двухзарядных ионов – Mg(HSO 4) 2 , Zn(HSO 4) 2 ;

    для трехзарядных ионов – Al(HSO 4) 3, Fe(HSO 4) 3 .

    Трехосновные кислоты, такие как H 3 PO 4 , H 3 AsO 4 и некоторые другие, способны образовывать два типа кислых солей. В одном случае происходит замещение одного иона Н+ ионом металла, а два других иона Н + входят в состав отрицательно заряженного иона кислотного остатка, образующего кислую соль.

    Поскольку соли, содержащие ион H 2 PO 4 — или H 2 AsO 4 -, получены в результате замещения одного иона Н+ в молекуле кислоты ионом металла, они получили названия однозамещенных кислых солей или первичных кислых солей. Однозамещенные кислые соли для ионов различной степени окисления имеют следующие формулы и названия:

    NaH 2 HO 4 дигидроортофосфат натрия,

    Ca(H 2 HO 4), дигидроортофосфат кальция,

    Al(H 2 PO 4) 3 дигидроортофосфат алюминия,

    В другом случае происходит замещение двух ионов Н + ионами металла, а третий ион Н + входит в состав отрицательно заряженного иона HPO 4 2- гидроортофосфатиона, образующего кислую соль:

    Кислые соли, полученные в результате замещения двух ионов Н+ ионами металла, называются двухзамещенными кислыми солями, например,

    Na 2 HPO 4 — гидроортофосфат натрия,

    CaHPO 4 – гидроортофосфат кальция,

    Al 2 (HPO 4) 3 – гидроортофосфат алюминия.

    Основные соли

    Основными называются соли, которые образуются в результате неполного замещения гидроксидных групп основания анионами кислот. Например, AlOHSO 4 , FeOHCl 2 — соли основные. В состав основных солей входит остаток основания, содержащий гидроксогруппу, способную к замещению на остаток кислоты.

    Названия основных солей образуются подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку «гидроксо…», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Так FeOHCl- хлорид гидроксожелеза (II), (NiOH) 2 SO 4 — сульфат гидроксоникеля (II), Al(OH) 2 NO 3 — нитрат дигидроксоалюминия.

    Однокислотные основания, например, такие как NaOH, KOH, AgOH и другие, не образуют основных солей, поскольку их молекулы содержат только один ион ОН-, способный замещаться анионом кислоты.

    Двухкислотные основания (содержащие две гидроксогруппы способные к замещению), такие как Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Mn(OH) 2 и другие, образуют основные соли, содержащие однократно заряженные катионы Mg(OH) + , Cu(OH) + , Mn(OH)+ и называемые соответственно гидроксомагний-, гидроксокупрум(II)- и гироксомарганец (II)-ионами.

    Заряды этих ионов определяются как результат отрыва однократно отрицательно заряженного иона OH — от нейтральной молекулы гидроксида металла по схеме

    Мg(ОН) 2 ↔ ОН — + Мg (ОН) +

    нейтральная отрицательно положително
    молекула заряженный заряженый

    и представляют собой сочетание двукратно заряженного иона металла Ме +2 с ионом OH — .

    Зная заряд иона, входящего в состав основной соли, а также заряд аниона нетрудно вывести формулу основной соли. Применительно к гидроксиду магния, основные соли которого содержат ион Mg(OH) + , формулы их имеют следующий вид:

    для однозарядных анионов – Mg(OH)Cl, Mg(OH)NO 3 ;

    для двухзарядных анионов – (Mg(OH) 2 SO 4 , (Mg(OH) 2 CO 3 ;

    для трехзарядных анионов – (Mg(OH) 3 PO 4 ,(Mg(OH) 3 AsO 4 ;

    Трехкислотные основания, такие как Al(OH) 3, Gr(OH) 3 , Fe(OH) 3 и другие, способны образовывать два типа основных солей. В одном случае происходит замещение одного иона ОН —

    Al(OH) 3 = Al(OH) 2 + + OH —

    а два других входят в состав однократно заряженного положительного иона Al(OH) 2 + , называемого дигидроксоалюминий-ионом. Основные соли алюминия этого типа, в зависимости от заряда аниона, характеризуются следующими формулами:

    Al(OH) 2 NO 3 — нитрат дигидроксо алюминия,

    (Al(OH) 2) 2 SO 4 — сульфат дигидроксо алюминия,

    (Al(OH) 2) 3 PO 4 — фосфат дигидроксо алюминия,

    В другом случае происходит замещение двух ионов ОН —

    Al(OH) 3 = AlOH +2 + 2OH —

    а третий ион ОН — входит в состав двукратно положительно заряженного гидроксоалюминий-иона. Основные соли алюминия этого типа будут иметь следующие формулы:

    Al(OH)Cl 2 – хлорид гидроксо алюминия,

    AlOHSO 4 – сульфат гидроксо алюминия,

    (Al(OH) 3 (PO 4) 2 – ортофосфат гидроксо алюминия.

    Как следует из приведенных примеров, названия основных солей слагаются из международных названий отрицательно заряженных ионов с указанием в родительном падеже положительно заряженных гидроксо – или дигидроксо — ионов.

    Одним из условий, благоприятствующих образованию основных солей, является недостаточное количество кислоты по сравнению с тем, которое расходуется на образование средней соли. Так, при взаимодействии Al(OH) 3 c H 2 SO 4 уравнения образования основных солей и их графические формулы имеют следующий вид:

    Получение солей

    Соли можно получить различными способами, однако наиболее общими являются следующие:

    1. Взаимодействие основания и кислоты (реакция нейтрализации). В зависимости от взятых соотношений реагентов могут образовываться средняя, кислые и основные соли.

    3Fe(OH) 2 + 2H 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 + 6H 2 O – фосфат железа (II).

    Fe(OH) 2 + H 3 PO 4 = FeSrHPO 4 + 2H 2 O – гидрофосфат железа (II).

    Fe(OH) 2 + 2H 3 PO 4 = Fe(H 2 PO 4) 2 + 2H 2 O — дигидрофосфат железа (II).

    3Fe(OH) 2 + H 3 PO 4 = (FeOH) 3 PO 4 + 3H 2 O – фосфат гидроксо железа (II).

    2. Основной оксид и кислотный оксид (солеобразующий) образуют соль без выделения других продуктов реакции.

    CaO + CO 2 = CaCO 3 – карбонат кальция

    3. Основной оксид (или амфотерный) и кислота при взаимодействии образуют соль, в которой элемент оксида является катионом, и воду

    BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O – сульфат бария

    Al 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Al(NO 3) 3 + 3H 2 O – нитрат алюминия

    4. Активные металлы, растворяясь в разбавленных кислотах (кроме азотной кислоты) образуют соль соответствующей кислоты, при этом выделяется водород.

    Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ­ хлорид цинка

    Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 ­ сульфат железа (II)

    Химические свойства солей

    Важнейшими являются следующие свойства солей:

    1. При растворении в воде соли практически полностью распадаются на катионы (положительно заряженные ионы металлов или более сложные образования) и анионы кислот. Этот процесс называется электролитической диссоциацией солей.

    NaCl ® Na + + Cl —

    KHSO 3 ® K + + HSO 3 —

    CuOHNO 2 ® CuOH + + NO 2 —

    (NH 4) 2 SO 4 ® 2NH 4 + + SO 4 -2

    CH 3 COONa ® Na + + CH 3 COO —

    2. Термическое разложение солей. Некоторые соли при нагревании образуют оксиды (основной и кислотный).

    CaCO 3 CaO + CO 2

    3. Взаимодействие солей друг с другом. При определенных условиях (например, выделение осадка) соли взаимодействуют.

    AgNO 3 + KJ ® KNO 3 + AgI¯

    4. Менее активные металлы способны вытеснять более активные металлы из растворов их солей.

    Hg(NO 3) 2 + Cu = Cu(NO 3) 2 + Hg

    Типовые задачи

    1. Назовите следующие соли: а) Аl 2 (SO 4) 3 , б) FеОН(NО 3) 2 , в) KHS; г) FeCl 2 , д) NaH 2 PO 4 , е) AlOHSO 4 .

    Решение

    а) Аl 2 (SO 4) 3 сульфат алюминия, б) FеОН(NО 3) 2 нитрат гидроксожелеза {III}, в) KHS гидросульфид калия, г) FeCl 2 хлорид железа {II}, д) NaH 2 PO 4 дигидрофосфат натрия, е) AlOHSO 4 сульфат гидроксоалюминия.

    2. Приведите эмпирические и графические формулы следующих солей: фосфат калия, гидрокарбонат магния, карбонат гидроксокальция, дигидрофосфат титана {II}, сульфат дигидроксо титана {IV}.

    Решение


    гидрокарбонат магния Mg(HCO 3) 2

    карбонат гидроксокальция (CaOH) 2 CO 3

    дигидрофосфат титана {II} Ti(H 2 PO 4) 2


    сульфат дигидроксотитана {IV} Ti(OH) 2 SO 4

    3. Составьте уравнения реакций между гидроксидом лантана (III) и кремниевой кислотой, приводящими к образованию следующих солей: La 2 (SiO 3) 3 , La(HSiO 3) 3 , LaOHSiO 3 , 2 SiO 3 . Приведите названия солей по международной номенклатуре.

    Решение

    2La(OH) 3 + 3H 2 SiO 3 = La 2 (SiO 3) 3 + 6H 2 O

    силикат лантана (III)

    La(OH) 3 + 3H 2 SiO 3 = La(HSiO 3) 3 + 3H 2 O

    гидросиликат лантана (III)

    La(OH) 3 + H 2 SiO 3 = LaOHSiO 3 + 2H 2 O

    силикат гидроксолантана (III)

    La(OH) 3 + H 2 SiO 3 = 2 SiO 3 + 2H 2 O

    силикат дигидроксолантана (III)

    В химии термины «окисление» и «восстановление» означает реакции, при которых атом или группа атомов теряют или, соответственно, приобретают электроны. Степень окисления — это приписываемая одному либо нескольким атомам численная величина, характеризующая количество перераспределяемых электронов и показывающая, каким образом эти электроны распределяются между атомами при реакции. Определение этой величины может быть как простой, так и довольно сложной процедурой, в зависимости от атомов и состоящих из них молекул. Более того, атомы некоторых элементов могут обладать несколькими степенями окисления. К счастью, для определения степени окисления существуют несложные однозначные правила, для уверенного пользования которыми достаточно знания основ химии и алгебры.

    Шаги

    Часть 1

    Определение степени окисления по законам химии

      Определите, является ли рассматриваемое вещество элементарным. Степень окисления атомов вне химического соединения равна нулю. Это правило справедливо как для веществ, образованных из отдельных свободных атомов, так и для таких, которые состоят из двух, либо многоатомных молекул одного элемента.

    • Например, Al (s) и Cl 2 имеют степень окисления 0, поскольку оба находятся в химически несвязанном элементарном состоянии.
    • Обратите внимание, что аллотропная форма серы S 8 , или октасера, несмотря на свое нетипичное строение, также характеризуется нулевой степенью окисления.
  • Определите, состоит ли рассматриваемое вещество из ионов. Степень окисления ионов равняется их заряду. Это справедливо как для свободных ионов, так и для тех, которые входят в состав химических соединений.

    • Например, степень окисления иона Cl — равняется -1.
    • Степень окисления иона Cl в составе химического соединения NaCl также равна -1. Поскольку ион Na, по определению, имеет заряд +1, мы заключаем, что заряд иона Cl -1, и таким образом степень его окисления равна -1.
  • Учтите, что ионы металлов могут иметь несколько степеней окисления. Атомы многих металлических элементов могут ионизироваться на разные величины. Например, заряд ионов такого металла как железо (Fe) равняется +2, либо +3. Заряд ионов металла (и их степень окисления) можно определить по зарядам ионов других элементов, с которыми данный металл входит в состав химического соединения; в тексте этот заряд обозначается римскими цифрами: так, железо (III) имеет степень окисления +3.

    • В качестве примера рассмотрим соединение, содержащее ион алюминия. Общий заряд соединения AlCl 3 равен нулю. Поскольку нам известно, что ионы Cl — имеют заряд -1, и в соединении содержится 3 таких иона, для общей нейтральности рассматриваемого вещества ион Al должен иметь заряд +3. Таким образом, в данном случае степень окисления алюминия равна +3.
  • Степень окисления кислорода равна -2 (за некоторыми исключениями). Почти во всех случаях атомы кислорода имеют степень окисления -2. Есть несколько исключений из этого правила:

    • Если кислород находится в элементарном состоянии (O 2), его степень окисления равна 0, как и в случае других элементарных веществ.
    • Если кислород входит в состав перекиси , его степень окисления равна -1. Перекиси — это группа соединений, содержащих простую кислород-кислородную связь (то есть анион перекиси O 2 -2). К примеру, в составе молекулы H 2 O 2 (перекись водорода) кислород имеет заряд и степень окисления -1.
    • В соединении с фтором кислород обладает степенью окисления +2, читайте правило для фтора ниже.
  • Водород характеризуется степенью окисления +1, за некоторыми исключениями. Как и для кислорода, здесь также существуют исключения. Как правило, степень окисления водорода равна +1 (если он не находится в элементарном состоянии H 2). Однако в соединениях, называемых гидридами, степень окисления водорода составляет -1.

    • Например, в H 2 O степень окисления водорода равна +1, поскольку атом кислорода имеет заряд -2, и для общей нейтральности необходимы два заряда +1. Тем не менее, в составе гидрида натрия степень окисления водорода уже -1, так как ион Na несет заряд +1, и для общей электронейтральности заряд атома водорода (а тем самым и его степень окисления) должен равняться -1.
  • Фтор всегда имеет степень окисления -1. Как уже было отмечено, степень окисления некоторых элементов (ионы металлов, атомы кислорода в перекисях и так далее) может меняться в зависимости от ряда факторов. Степень окисления фтора, однако, неизменно составляет -1. Это объясняется тем, что данный элемент имеет наибольшую электроотрицательность — иначе говоря, атомы фтора наименее охотно расстаются с собственными электронами и наиболее активно притягивают чужие электроны. Таким образом, их заряд остается неизменным.

  • Сумма степеней окисления в соединении равна его заряду. Степени окисления всех атомов, входящих в химическое соединение, в сумме должны давать заряд этого соединения. Например, если соединение нейтрально, сумма степеней окисления всех его атомов должна равняться нулю; если соединение является многоатомным ионом с зарядом -1, сумма степеней окисления равна -1, и так далее.

    • Это хороший метод проверки — если сумма степеней окисления не равна общему заряду соединения, значит вы где-то ошиблись.

    Часть 2

    Определение степени окисления без использования законов химии
    1. Найдите атомы, не имеющие строгих правил относительно степени окисления. По отношению к некоторым элементам нет твердо установленных правил нахождения степени окисления. Если атом не подпадает ни под одно правило из перечисленных выше, и вы не знаете его заряда (например, атом входит в состав комплекса, и его заряд не указан), вы можете установить степень окисления такого атома методом исключения. Вначале определите заряд всех остальных атомов соединения, а затем из известного общего заряда соединения вычислите степень окисления данного атома.

      • Например, в соединении Na 2 SO 4 неизвестен заряд атома серы (S) — мы лишь знаем, что он не нулевой, поскольку сера находится не в элементарном состоянии. Это соединение служит хорошим примером для иллюстрации алгебраического метода определения степени окисления.
    2. Найдите степени окисления остальных элементов, входящих в соединение. С помощью описанных выше правил определите степени окисления остальных атомов соединения. Не забывайте об исключениях из правил в случае атомов O, H и так далее.

      • Для Na 2 SO 4 , пользуясь нашими правилами, мы находим, что заряд (а значит и степень окисления) иона Na равен +1, а для каждого из атомов кислорода он составляет -2.
    3. Найдите неизвестную степень окисления из заряда соединения. Теперь у вас есть все данные для простого расчета искомой степени окисления. Запишите уравнение, в левой части которого будет сумма числа, полученного на предыдущем шаге вычислений, и неизвестной степени окисления, а в правой — общий заряд соединения. Иными словами, (Сумма известных степеней окисления) + (искомая степень окисления) = (заряд соединения).

      • В нашем случае Na 2 SO 4 решение выглядит следующим образом:
        • (Сумма известных степеней окисления) + (искомая степень окисления) = (заряд соединения)
        • -6 + S = 0
        • S = 0 + 6
        • S = 6. В Na 2 SO 4 сера имеет степень окисления 6 .
    • В соединениях сумма всех степеней окисления должна равняться заряду. Например, если соединение представляет собой двухатомный ион, сумма степеней окисления атомов должна быть равна общему ионному заряду.
    • Очень полезно уметь пользоваться периодической таблицей Менделеева и знать, где в ней располагаются металлические и неметаллические элементы.
    • Степень окисления атомов в элементарном виде всегда равна нулю. Степень окисления единичного иона равна его заряду. Элементы группы 1A таблицы Менделеева, такие как водород, литий, натрий, в элементарном виде имеют степень окисления +1; степень окисления металлов группы 2A, таких как магний и кальций, в элементарном виде равна +2. Кислород и водород, в зависимости от вида химической связи, могут иметь 2 различных значения степени окисления.
  • С одним из представителей веществ этого класса вы уже познакомились, когда рассматривали летучие водородные соединения на примере хлороводорода НСl. Раствор его в воде и представляет собой соляную кислоту. Она имеет ту же формулу НСl. Аналогично при растворении в воде другого летучего водородного соединения — сероводорода H 2 S — образуется раствор сероводородной кислоты с формулой H 2 S.

    Молекулы этих кислот состоят из двух элементов, т. е. они являются бинарными соединениями. Однако к классу кислот относят также и соединения, состоящие из большего числа химических элементов. Как правило, третьим элементом, входящим в состав кислоты, является кислород. Поэтому такие кислоты называют кислородсодержащими, в отличие от НСl и H 2 S, которые называют бескислородными. Перечислим некоторые кислородсодержащие кислоты.

    • Азотная кислота — HNO 3 .
    • Азотистая кислота — HNO 2 .
    • Серная кислота — H 2 SO 4 .
    • Сернистая кислота — H 2 SO 3 .
    • Угольная кислота — Н 2 СO 3 .
    • Кремниевая кислота — H 2 SiO 3 .
    • Фосфорная кислота — Н 3 РO 4 .

    Обратите внимание, что все кислоты (и кислородсодержащие, и бескислородные) обязательно содержат водород, который в формуле записывают на первом месте. Всю остальную часть формулы называют кислотным остатком. Например, у НСl кислотным остатком является Сl, а у Н 3 РO 4 кислотный остаток РO 4 .

    Как правило, кислотные остатки образуют элементы-неметаллы.

    По формулам кислот можно определить степени окисления атомов химических элементов, образующих кислоты.

    Для бинарных кислот это сделать просто. Так как у водорода степень окисления +1, то в соединении у хлора степень окисления -1, а в соединении у серы степень окисления -2.

    Несложно будет рассчитать и степени окисления атомов элементов-неметаллов, образующих кислотные остатки кислородсодержащих кислот. Нужно только помнить, что суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна нулю, а степени окисления водорода +1 и кислорода -2. Тогда, например, по формуле серной кислоты можно составить уравнение:

    (+1) 2 + х + (-2) 4 = 0,

    где х — степень окисления серы, откуда х = +6. Отсюда формула серной кислоты с проставленными степенями окисления принимает вид .

    Зная степень окисления элемента-неметалла, образующего кислотный остаток кислородсодержащей кислоты, можно определить, какой оксид ей соответствует.

    Например, серной кислоте , в которой у серы степень окисления равна +6, соответствует оксид серы (VI) ; азотной кислоте , в которой у азота степень окисления равна +5, соответствует оксид азота (V) .

    По формулам кислот можно также определить и общий заряд, который имеют кислотные остатки. Заряд кислотного остатка всегда отрицателен и равен числу атомов водорода в кислоте. Число атомов водорода в кислоте называют основностью. Для одноосновных кислот, содержащих один атом водорода, например НСl и HN0 3 , заряды ионов кислотных остатков, которые они образуют в растворе, равны 1-, т. е. Сl — и . Для двухосновных кислот, например H 2 S0 4 и H 2 S, заряды кислотных остатков равны 2-, т. е. . Кислотный остаток, например , имеет общий заряд 2- и представляет собой сложный ион, который образуется при растворении кислоты в воде.

    Бинарные бескислородные кислоты НСl и H 2 S образуют в водных растворах простые ионы Сl — и S 2- , а кислородсодержащие кислоты образуют сложные ионы, например .

    Для того чтобы различать степени окисления и заряды ионов, условились записывать знак «+» или «-» перед цифрой, указывающей величину заряда степени окисления (Степень окисления записывают над символом элемента): , но после цифры, указывающей величину заряда иона (Заряд иона записывают справа от символа химического элемента.): . И ещё: единичный заряд степени окисления обозначают цифрой +1 или -1, а единичный заряд иона — только знаками «+» или «-». Например, степень окисления , а заряд иона Сl — .

    Познакомимся с некоторыми из кислот.

    В природе встречается много кислот: лимонная кислота в лимонах, яблочная кислота в яблоках, щавелевая кислота в листьях щавеля, муравьиная кислота в пчелином яде и жгучих волосках крапивы (рис. 62). Муравьи защищаются от врагов, разбрызгивая едкие капельки, содержащие муравьиную кислоту.

    Рис. 62.
    Кислоты в природе

    При скисании виноградного сока получается уксусная кислота, а при скисании молока — молочная кислота (рис. 63). Она же образуется при квашении капусты и при силосовании кормов для скота. В быту часто применяют лимонную и уксусную кислоты. Употребляемый в пищу уксус — это раствор уксусной кислоты.

    Рис. 63.
    Кислоты в продуктах питания

    Многие кислоты, например серная и соляная, нужны в народном хозяйстве в огромных количествах.

    Серная кислота H 2 SO 4 — бесцветная жидкость, вязкая, как масло, не имеющая запаха, почти вдвое тяжелее воды. Серная кислота поглощает влагу из воздуха и других газов. Это свойство серной кислоты используют для осушения некоторых газов.

    При смешивании серной кислоты с водой выделяется большое количество теплоты. Если воду вливать в серную кислоту, то вода, не успев смешаться с кислотой, может закипеть и выбросить брызги серной кислоты на лицо и руки работающего. Чтобы этого не случилось, при растворении серной кислоты нужно вливать её тонкой струей в воду и перемешивать (рис. 64).

    Рис. 64.
    Разбавление концентрированной серной кислоты водой

    Серная кислота обугливает древесину, кожу, ткани. Если в пробирку с серной кислотой опустить лучинку, то происходит химическая реакция — лучинка обугливается. Теперь понятно, как опасно попадание брызг серной кислоты на кожу человека и одежду.

    Угольная и сернистая кислоты — Н 2 СO 3 и H 2 SO 3 — в свободном виде не существуют, так как они разлагаются на воду и соответствующий оксид (газ):

    Растворы всех кислот кислые, но распознавать концентрированные кислоты на вкус не решится ни один химик — это опасно. Есть более эффективные и безопасные способы обнаружения кислот. Их так же, как и щёлочи, распознают с помощью индикаторов.

    Добавим к растворам кислот по нескольку капель раствора лакмуса фиолетового цвета. Лакмус окрасится в красный цвет. Метиловый оранжевый при действии кислот изменяет оранжевый цвет на красно-розовый (см. табл. 4 в § 20). А вот кремниевую кислоту H 2 SiO 3 , поскольку она нерастворима в воде, так распознавать нельзя.

    Кроме этих индикаторов химики используют множество других, в том числе и смеси различных индикаторов. Наиболее удобен универсальный индикатор, который представляет собой смесь индикаторов, нанесённую на специальные бумажные полоски. Изменение цвета при помещении такой полоски в испытуемый раствор сигнализирует не только о том, является ли среда раствора нейтральной, щелочной или кислотной, но также и о том, насколько значительны его кислотность или щёлочность, которые оцениваются по специальной шкале (рис. 65).

    Рис. 65.
    Шкала pH и окраска универсального индикатора в разных средах

    Эта шкала нанесена на упаковку полосок универсальной индикаторной бумаги. Она называется шкалой pH (читается «пэ-аш»). Значение pH нейтральной среды, (например, дистиллированной воды) равно 7,0 (pH = 7,0). В кислотной среде pH меньше 7,0 и чем меньше эта величина, тем выше кислотность раствора. В щелочной среде pH больше 7,0, и чем больше эта величина, тем выше щёлочность раствора. Изменение цвета полоски, помещённой в испытуемый раствор, затем сравнивают со шкалой.

    Лабораторный опыт № 10


    Определение pH растворов кислоты, щёлочи и воды
      Нанесите на полоску универсальной индикаторной бумаги с помощью пипетки или стеклянной палочки по капле выданных вам растворов кислот, щелочей, воды. Сравните изменение цвета со шкалой, определите среду растворов и значения их pH.

    Лабораторный опыт № 11


    Определение pH лимонного и яблочного соков на срезе плодов
      Без проведения эксперимента мы знаем, что лимон кислее яблока. Тем не менее приложите полоски универсальной индикаторной бумаги к свежему срезу лимона и яблока и подтвердите эту аксиому количественно, т. е. укажите значения pH для сока лимона и яблока.

    Ключевые слова и словосочетания

    1. Кислоты кислородсодержащие и бескислородные.
    2. Кислотные остатки и основность кислот.
    3. Сложные и простые ионы.
    4. Соляная, сероводородная, серная, сернистая, угольная, азотная, азотистая, фосфорная и кремниевая кислоты.
    5. Непрочные кислоты: угольная и сернистая.
    6. Нерастворимая кремниевая кислота.
    7. Изменение окраски индикаторов в кислотной среде.
    8. Универсальный индикатор.
    9. Шкала pH.

    Работа с компьютером

    1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
    2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока — сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

    Вопросы и задания

    1. Дайте характеристику фосфорной кислоты по плану: а) формула; б) наличие кислорода; в) основность; г) растворимость; д) степени окисления элементов, образующих кислоту; е) заряд иона, образуемого кислотным остатком; ж) соответствующий оксид.
    2. Почему нельзя приливать воду в серную кислоту для её разбавления?
    3. Составьте химические формулы кислот, соответствующих оксидам, формулы которых: N 2 O 3 , СO 2 , Р 2 O 5 , SiO 2 , SO 2 . Дайте названия всех веществ.
    4. Вычислите количество вещества, соответствующее: а) 490 г серной кислоты H 2 SO 4 ; б) 9,8 г фосфорной кислоты Н 3 РO 4 .

    Который является второй частью формулы сложного химического соединения. Они способны замещать определенное количество атомов или групп атомов. Ни у одного кислотного остатка нет свободных реакциоспособных электронов. Как правило, кислотный остаток состоит из атомов неметаллов.

    • В кислотах — это атомы без водорода (H 2 SO 4: H (водород) — катион , SO 4 (сульфат) — кислотный остаток).
    • В солях — атомы без металла (Na 2 CO 3: Na (натрий) — металл, CO 3 (карбонат)- кислотный остаток).
    • В гидроксидах (основаниях) — атомы гидроксильной группы (OH) (Mg(OH) 2: Mg (магний — металл, (OH) 2 — атомы гидроксильной группы. Валентность OH всегда равна I.

    Таблица самых распространенных кислотных остатков

    Кислотный остаток Валентность Название Тривиальное название кислоты
    -Cl I хлорид соляная кислота
    -NO 3 I нитрат азотная кислота
    -SO 4 II сульфат серная кислота
    -SO 3 II сульфит сернистая кислота
    -S II сульфид сероводородная кислота
    -SiO 3 II силикат кремниевая кислота
    -CO 3 II карбонат угольная кислота
    -PO 4 III ортофосфат ортофосфатная кислота
    -NO 2 I нитрит нитритная кислота
    -F I фторид плавиковая кислота
    -I I иодид иодидная кислота
    -Br I бромид бромидная кислота

    Wikimedia Foundation . 2010 .

    Смотреть что такое «Кислотный остаток» в других словарях:

      кислотный остаток — — Тематики нефтегазовая промышленность EN acid residue … Справочник технического переводчика

      кислотный остаток — rūgšties liekana statusas T sritis chemija apibrėžtis Rūgšties anijonas. atitikmenys: angl. acid residue rus. кислотный остаток … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

      кислотный остаток — кислотный радикал …

      кислотный радикал — кислотный остаток … Cловарь химических синонимов I

      — (хим.) представляют собой сочетания спиртов с кислотами, происходящие путем выделения воды за счет водных остатков этих соединений. Названия [В немецкой химической литературе сложные Э. весьма целесообразно названы, по предложению Гмелина, особым …

      Термин введен в науку А. Вернером, который предполагает, что ему удалось открыть закономерность, определяющую состав гидратов, аммиакатов (ср. Кобальтиаковые соединения), двойных (и простых, кислородсодержащих) солей и вообще неорганических и… … Энциклопедический словарь Ф. А. Брокгауза и И.А. Ефрона

      Анион отрицательно заряженный ион. Характеризуется величиной отрицательного электрического заряда; например, Cl− однозарядный анион, а SO42− двузарядный анион. В электрическом поле анионы перемещаются к положительному… … Википедия

      Органические соединения общей формулы RN2 (алифатические диазосоединения; R алкил) или ArN2X (ароматические диазосоединения; Ar арил, Х гидроксильная группа или кислотный остаток), из которых наиболее важны последние соли диазония.… … Энциклопедический словарь

      Содержат в молекуле атом ртути, непосредственно связанный с углеродом. Известны ртутьорганические соединения типа R2Hg и RHgX, где R органический радикал, Х галоген, ОН, кислотный остаток. Применяются в органическом синтезе, как фунгициды.… … Энциклопедический словарь

      Продукты замещения атомов водорода кислоты на металл или групп ОН основания на кислотный остаток. При полном замещении образуются средние, или нормальные, соли (NaCl, K2SO4 и др.), при неполном замещении атомов Н кислые (напр. , NaHCO3), неполном … Энциклопедический словарь

    Рассмотрим наиболее часто встречающиеся в учебной литературе формулы кислот:

    Легко заметить, что объединяет все формулы кислот наличие атомов водорода (H), стоящего на первом месте в формуле.

    Определение валентности кислотного остатка

    Из приведённого списка видно, что количество этих атомов может отличаться. Кислоты, в составе которых есть всего один атом водорода, называют одноосновными (азотная, соляная и другие). Серная, угольная, кремниевая кислоты — двухосновные, так как в их формулах по два атома H. Молекула трёхосновной фосфорной кислоты содержит три водородных атома.

    Таким образом, количество H в формуле характеризует основность кислоты.

    Тот атом, или группа атомов, которые записаны после водорода, называют кислотными остатками. Например, в сероводородной кислоте остаток состоит из одного атома — S, а в фосфорной, сернистой и многих других — из двух, причём один из них обязательно кислород (O). По этому признаку все кислоты делят на кислородсодержащие и бескислородные.

    Каждый кислотный остаток обладает определённой валентностью. Она равна количеству атомов Н в молекуле этой кислоты. Валентность остатка HCl равна единице, так как это одноосновная кислота. Такую же валентность имеют остатки азотной, хлорной, азотистой кислот. Валентность остатка серной кислоты (SO 4) равна двум, так как атомов водорода в ее формуле два. Трехвалентен остаток фосфорной кислоты.

    Кислотные остатки — анионы

    Помимо валентности, кислотные остатки обладают зарядами и являются анионами. Их заряды указаны в таблице растворимости: CO 3 2− , S 2− , Cl − и так далее. Обратите внимание: заряд кислотного остатка численно совпадает с его валентностью. Например, в кремниевой кислоте, формула которой H 2 SiO 3 , кислотный остаток SiO 3 имеет валентность, равную II, и заряд 2-. Таким образом, зная заряд кислотного остатка, легко определить его валентность и наоборот.

    Подведём итог. Кислотами — соединения, образованные атомами водорода и кислотными остатками. С точки зрения теории электролитической диссоциации можно дать другое определение: кислоты — электролиты, в растворах и расплавах которых присутствуют катионы водорода и анионы кислотных остатков.

    Подсказки

    Химические формулы кислот, как правило, заучивают наизусть, как и их названия. Если вы забыли, сколько атомов водорода в той или иной формуле, но знаете, как выглядит ее кислотный остаток, на помощь вам придёт таблица растворимости. Заряд остатка совпадает по модулю с валентностью, а та — с количеством H. К примеру, вы помните, что остаток угольной кислоты — CO 3 . По таблице растворимости определяете, что его заряд 2-, значит, он двухвалентен, то есть угольная кислота имеет формулу H 2 CO 3 .

    Часто возникает путаница с формулами серной и сернистой, а также азотной и азотистой кислот. Здесь тоже есть один момент, облегчающий запоминание: название той кислоты из пары, в которой атомов кислорода больше, заканчивается на -ная (серная, азотная). Кислота с меньшим количеством атомов кислорода в формуле, имеет название, заканчивающееся на -истая (сернистая, азотистая).

    Однако эти подсказки помогут лишь в том случае, если формулы кислот вам знакомы. Повторим их ещё раз.

    Кислотный остаток.

    Который является второй частью формулы сложного химического соединения. Они способны замещать определенное количество атомов или групп атомов. Ни у одного кислотного остатка нет свободных реакциоспособных электронов. Как правило, кислотный остаток состоит из атомов неметаллов.

    • В кислотах — это атомы без водорода (H 2 SO 4: H (водород) — катион , SO 4 (сульфат) — кислотный остаток).
    • В солях — атомы без металла (Na 2 CO 3: Na (натрий) — металл, CO 3 (карбонат)- кислотный остаток).
    • В гидроксидах (основаниях) — атомы гидроксильной группы (OH) (Mg(OH) 2: Mg (магний — металл, (OH) 2 — атомы гидроксильной группы. Валентность OH всегда равна I.

    Таблица самых распространенных кислотных остатков

    Кислотный остаток Валентность Название Тривиальное название кислоты
    -Cl I хлорид соляная кислота
    -NO 3 I нитрат азотная кислота
    -SO 4 II сульфат серная кислота
    -SO 3 II сульфит сернистая кислота
    -S II сульфид сероводородная кислота
    -SiO 3 II силикат кремниевая кислота
    -CO 3 II карбонат угольная кислота
    -PO 4 III ортофосфат ортофосфатная кислота
    -NO 2 I нитрит нитритная кислота
    -F I фторид плавиковая кислота
    -I I иодид иодидная кислота
    -Br I бромид бромидная кислота

    Wikimedia Foundation . 2010 .

    Смотреть что такое «Кислотный остаток» в других словарях:

      кислотный остаток — — Тематики нефтегазовая промышленность EN acid residue … Справочник технического переводчика

      кислотный остаток — rūgšties liekana statusas T sritis chemija apibrėžtis Rūgšties anijonas. atitikmenys: angl. acid residue rus. кислотный остаток … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

      кислотный остаток — кислотный радикал …

      кислотный радикал — кислотный остаток … Cловарь химических синонимов I

      — (хим.) представляют собой сочетания спиртов с кислотами, происходящие путем выделения воды за счет водных остатков этих соединений. Названия [В немецкой химической литературе сложные Э. весьма целесообразно названы, по предложению Гмелина, особым …

      Термин введен в науку А. Вернером, который предполагает, что ему удалось открыть закономерность, определяющую состав гидратов, аммиакатов (ср. Кобальтиаковые соединения), двойных (и простых, кислородсодержащих) солей и вообще неорганических и… … Энциклопедический словарь Ф. А. Брокгауза и И.А. Ефрона

      Анион отрицательно заряженный ион. Характеризуется величиной отрицательного электрического заряда; например, Cl− однозарядный анион, а SO42− двузарядный анион. В электрическом поле анионы перемещаются к положительному… … Википедия

      Органические соединения общей формулы RN2 (алифатические диазосоединения; R алкил) или ArN2X (ароматические диазосоединения; Ar арил, Х гидроксильная группа или кислотный остаток), из которых наиболее важны последние соли диазония.… … Энциклопедический словарь

      Содержат в молекуле атом ртути, непосредственно связанный с углеродом. Известны ртутьорганические соединения типа R2Hg и RHgX, где R органический радикал, Х галоген, ОН, кислотный остаток. Применяются в органическом синтезе, как фунгициды.… … Энциклопедический словарь

      Продукты замещения атомов водорода кислоты на металл или групп ОН основания на кислотный остаток. При полном замещении образуются средние, или нормальные, соли (NaCl, K2SO4 и др.), при неполном замещении атомов Н кислые (напр. , NaHCO3), неполном … Энциклопедический словарь

    В химии термины «окисление» и «восстановление» означает реакции, при которых атом или группа атомов теряют или, соответственно, приобретают электроны. Степень окисления — это приписываемая одному либо нескольким атомам численная величина, характеризующая количество перераспределяемых электронов и показывающая, каким образом эти электроны распределяются между атомами при реакции. Определение этой величины может быть как простой, так и довольно сложной процедурой, в зависимости от атомов и состоящих из них молекул. Более того, атомы некоторых элементов могут обладать несколькими степенями окисления. К счастью, для определения степени окисления существуют несложные однозначные правила, для уверенного пользования которыми достаточно знания основ химии и алгебры.

    Шаги

    Часть 1

    Определение степени окисления по законам химии

      Определите, является ли рассматриваемое вещество элементарным. Степень окисления атомов вне химического соединения равна нулю. Это правило справедливо как для веществ, образованных из отдельных свободных атомов, так и для таких, которые состоят из двух, либо многоатомных молекул одного элемента.

    • Например, Al (s) и Cl 2 имеют степень окисления 0, поскольку оба находятся в химически несвязанном элементарном состоянии.
    • Обратите внимание, что аллотропная форма серы S 8 , или октасера, несмотря на свое нетипичное строение, также характеризуется нулевой степенью окисления.
  • Определите, состоит ли рассматриваемое вещество из ионов. Степень окисления ионов равняется их заряду. Это справедливо как для свободных ионов, так и для тех, которые входят в состав химических соединений.

    • Например, степень окисления иона Cl — равняется -1.
    • Степень окисления иона Cl в составе химического соединения NaCl также равна -1. Поскольку ион Na, по определению, имеет заряд +1, мы заключаем, что заряд иона Cl -1, и таким образом степень его окисления равна -1.
  • Учтите, что ионы металлов могут иметь несколько степеней окисления. Атомы многих металлических элементов могут ионизироваться на разные величины. Например, заряд ионов такого металла как железо (Fe) равняется +2, либо +3. Заряд ионов металла (и их степень окисления) можно определить по зарядам ионов других элементов, с которыми данный металл входит в состав химического соединения; в тексте этот заряд обозначается римскими цифрами: так, железо (III) имеет степень окисления +3.

    • В качестве примера рассмотрим соединение, содержащее ион алюминия. Общий заряд соединения AlCl 3 равен нулю. Поскольку нам известно, что ионы Cl — имеют заряд -1, и в соединении содержится 3 таких иона, для общей нейтральности рассматриваемого вещества ион Al должен иметь заряд +3. Таким образом, в данном случае степень окисления алюминия равна +3.
  • Степень окисления кислорода равна -2 (за некоторыми исключениями). Почти во всех случаях атомы кислорода имеют степень окисления -2. Есть несколько исключений из этого правила:

    • Если кислород находится в элементарном состоянии (O 2), его степень окисления равна 0, как и в случае других элементарных веществ.
    • Если кислород входит в состав перекиси , его степень окисления равна -1. Перекиси — это группа соединений, содержащих простую кислород-кислородную связь (то есть анион перекиси O 2 -2). К примеру, в составе молекулы H 2 O 2 (перекись водорода) кислород имеет заряд и степень окисления -1.
    • В соединении с фтором кислород обладает степенью окисления +2, читайте правило для фтора ниже.
  • Водород характеризуется степенью окисления +1, за некоторыми исключениями. Как и для кислорода, здесь также существуют исключения. Как правило, степень окисления водорода равна +1 (если он не находится в элементарном состоянии H 2). Однако в соединениях, называемых гидридами, степень окисления водорода составляет -1.

    • Например, в H 2 O степень окисления водорода равна +1, поскольку атом кислорода имеет заряд -2, и для общей нейтральности необходимы два заряда +1. Тем не менее, в составе гидрида натрия степень окисления водорода уже -1, так как ион Na несет заряд +1, и для общей электронейтральности заряд атома водорода (а тем самым и его степень окисления) должен равняться -1.
  • Фтор всегда имеет степень окисления -1. Как уже было отмечено, степень окисления некоторых элементов (ионы металлов, атомы кислорода в перекисях и так далее) может меняться в зависимости от ряда факторов. Степень окисления фтора, однако, неизменно составляет -1. Это объясняется тем, что данный элемент имеет наибольшую электроотрицательность — иначе говоря, атомы фтора наименее охотно расстаются с собственными электронами и наиболее активно притягивают чужие электроны. Таким образом, их заряд остается неизменным.

  • Сумма степеней окисления в соединении равна его заряду. Степени окисления всех атомов, входящих в химическое соединение, в сумме должны давать заряд этого соединения. Например, если соединение нейтрально, сумма степеней окисления всех его атомов должна равняться нулю; если соединение является многоатомным ионом с зарядом -1, сумма степеней окисления равна -1, и так далее.

    • Это хороший метод проверки — если сумма степеней окисления не равна общему заряду соединения, значит вы где-то ошиблись.

    Часть 2

    Определение степени окисления без использования законов химии
    1. Найдите атомы, не имеющие строгих правил относительно степени окисления. По отношению к некоторым элементам нет твердо установленных правил нахождения степени окисления. Если атом не подпадает ни под одно правило из перечисленных выше, и вы не знаете его заряда (например, атом входит в состав комплекса, и его заряд не указан), вы можете установить степень окисления такого атома методом исключения. Вначале определите заряд всех остальных атомов соединения, а затем из известного общего заряда соединения вычислите степень окисления данного атома.

      • Например, в соединении Na 2 SO 4 неизвестен заряд атома серы (S) — мы лишь знаем, что он не нулевой, поскольку сера находится не в элементарном состоянии. Это соединение служит хорошим примером для иллюстрации алгебраического метода определения степени окисления.
    2. Найдите степени окисления остальных элементов, входящих в соединение. С помощью описанных выше правил определите степени окисления остальных атомов соединения. Не забывайте об исключениях из правил в случае атомов O, H и так далее.

      • Для Na 2 SO 4 , пользуясь нашими правилами, мы находим, что заряд (а значит и степень окисления) иона Na равен +1, а для каждого из атомов кислорода он составляет -2.
    3. Найдите неизвестную степень окисления из заряда соединения. Теперь у вас есть все данные для простого расчета искомой степени окисления. Запишите уравнение, в левой части которого будет сумма числа, полученного на предыдущем шаге вычислений, и неизвестной степени окисления, а в правой — общий заряд соединения. Иными словами, (Сумма известных степеней окисления) + (искомая степень окисления) = (заряд соединения).

      • В нашем случае Na 2 SO 4 решение выглядит следующим образом:
        • (Сумма известных степеней окисления) + (искомая степень окисления) = (заряд соединения)
        • -6 + S = 0
        • S = 0 + 6
        • S = 6. В Na 2 SO 4 сера имеет степень окисления 6 .
    • В соединениях сумма всех степеней окисления должна равняться заряду. Например, если соединение представляет собой двухатомный ион, сумма степеней окисления атомов должна быть равна общему ионному заряду.
    • Очень полезно уметь пользоваться периодической таблицей Менделеева и знать, где в ней располагаются металлические и неметаллические элементы.
    • Степень окисления атомов в элементарном виде всегда равна нулю. Степень окисления единичного иона равна его заряду. Элементы группы 1A таблицы Менделеева, такие как водород, литий, натрий, в элементарном виде имеют степень окисления +1; степень окисления металлов группы 2A, таких как магний и кальций, в элементарном виде равна +2. Кислород и водород, в зависимости от вида химической связи, могут иметь 2 различных значения степени окисления.
  • Рассмотрим наиболее часто встречающиеся в учебной литературе формулы кислот:

    Легко заметить, что объединяет все формулы кислот наличие атомов водорода (H), стоящего на первом месте в формуле.

    Определение валентности кислотного остатка

    Из приведённого списка видно, что количество этих атомов может отличаться. Кислоты, в составе которых есть всего один атом водорода, называют одноосновными (азотная, соляная и другие). Серная, угольная, кремниевая кислоты — двухосновные, так как в их формулах по два атома H. Молекула трёхосновной фосфорной кислоты содержит три водородных атома.

    Таким образом, количество H в формуле характеризует основность кислоты.

    Тот атом, или группа атомов, которые записаны после водорода, называют кислотными остатками. Например, в сероводородной кислоте остаток состоит из одного атома — S, а в фосфорной, сернистой и многих других — из двух, причём один из них обязательно кислород (O). По этому признаку все кислоты делят на кислородсодержащие и бескислородные.

    Каждый кислотный остаток обладает определённой валентностью. Она равна количеству атомов Н в молекуле этой кислоты. Валентность остатка HCl равна единице, так как это одноосновная кислота. Такую же валентность имеют остатки азотной, хлорной, азотистой кислот. Валентность остатка серной кислоты (SO 4) равна двум, так как атомов водорода в ее формуле два. Трехвалентен остаток фосфорной кислоты.

    Кислотные остатки — анионы

    Помимо валентности, кислотные остатки обладают зарядами и являются анионами. Их заряды указаны в таблице растворимости: CO 3 2− , S 2− , Cl − и так далее. Обратите внимание: заряд кислотного остатка численно совпадает с его валентностью. Например, в кремниевой кислоте, формула которой H 2 SiO 3 , кислотный остаток SiO 3 имеет валентность, равную II, и заряд 2-. Таким образом, зная заряд кислотного остатка, легко определить его валентность и наоборот.

    Подведём итог. Кислотами — соединения, образованные атомами водорода и кислотными остатками. С точки зрения теории электролитической диссоциации можно дать другое определение: кислоты — электролиты, в растворах и расплавах которых присутствуют катионы водорода и анионы кислотных остатков.

    Подсказки

    Химические формулы кислот, как правило, заучивают наизусть, как и их названия. Если вы забыли, сколько атомов водорода в той или иной формуле, но знаете, как выглядит ее кислотный остаток, на помощь вам придёт таблица растворимости. Заряд остатка совпадает по модулю с валентностью, а та — с количеством H. К примеру, вы помните, что остаток угольной кислоты — CO 3 . По таблице растворимости определяете, что его заряд 2-, значит, он двухвалентен, то есть угольная кислота имеет формулу H 2 CO 3 .

    Часто возникает путаница с формулами серной и сернистой, а также азотной и азотистой кислот. Здесь тоже есть один момент, облегчающий запоминание: название той кислоты из пары, в которой атомов кислорода больше, заканчивается на -ная (серная, азотная). Кислота с меньшим количеством атомов кислорода в формуле, имеет название, заканчивающееся на -истая (сернистая, азотистая).

    Однако эти подсказки помогут лишь в том случае, если формулы кислот вам знакомы. Повторим их ещё раз.

    1. Кислота + активный металл = соль + водород

    Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2

    Азотная и концентрированная серная кислоты реагируют иначе.

    2. Кислота + основной оксид = соль + вода

    2HNO 3 + CaO = Ca(NO 3) 2 + H 2 O

    3. Кислота + основание = соль + вода (реакция нейтрализации)

    H 3 PO 4 +3LiOH = Li 3 PO 4 + 3H 2 O

    Растворы кислот изменяют цвет индикатора: лакмус — с фиолетового на красный, метиловый оранжевый — с оранжевого на розовый.

    Типовые задачи

    Пример 1. Назовите кислоту и ее анион, приведите ее графическую формулу H 2 SiO 3 .

    Степень окисления кремния в кремниевой кислоте +4, следовательно, кремний образует 4 связи с атомами кислорода.

    Эмпирическая формула H 2 SiO 3 – кремниевая кислота.

    SiO 3 2- силикат ион

    Графическая формула

    Пример 2. Привести графические и эмпирические формулы азотистой кислоты и аниона этой кислоты. Назвать анион.

    Эмпирические формулы:

    HNO 2 , азотистой кислоты

    NO 2 — нитрит ион

    Графические формулы: H-O-N=O -O-N=O

    Упражнения для самопроверки

    1. Какие вещества называются кислотами?

    2. Приведите названия следующих кислот и кислотных остатков (анионов): H 2 CO 3 , HNO 3 , CH 3 COOH, HNO 2 , H 2 S, HClO 4 , H 3 PO 4 , HCl, HMnO 4 , H 2 SO 4 , H 2 CrO 4 , HCOOH, H 2 SO 3 , H 2 Cr 2 O 7 .

    3. Приведите эмпирические и графические формулы перечисленных кислот: а)хлорной; б) бромноватой; в) хлорноватистой; г) марганцовой; д) марганцовистой; е) серной; ж) сернистой; з) дисерной; и) хромовой; к) дихромовой; л) ортотеллуровой; м) ортоиодной; н) ортомышьяковой; о) метамышьяковой; п) метамышьяковистой; р) азотной; с) угольной; т) ортоборной.

    4. Приведите названия и химические (эмпирические) формулы известных Вам бескислородных кислот.

    5. Приведите названия и химические формулы известных Вам сильных кислот.

    6. Приведите названия и химические формулы известных Вам слабых кислот.

    7. Приведите примеры химических формул и названия одноосновных кислот.

    8. Приведите примеры химических формул и названия двухосновных кислот.

    9. Приведите примеры химических формул и названия трехосновных кислот.

    СОЛИ

    Солями называют химические соединения, состоящие из положительно заряженного иона, роль которого чаще всего выполняет ион металла, и аниона кислоты (отрицательно заряженный кислотный остаток).

    Положительно заряженный ион (катион), входящий в состав соли, можно рассматривать как продукт, образующийся при отщеплении одной или нескольких гидроксогрупп от молекулы основания. Они могут быть простыми: К + — ион калия, Mg +2 — ион магния, Al +3 — ион алюминия, они образуют средние соли, а могут быть сложными: MgOH + — ион гидроксо магния, AlOH +2 — ион гидроксо алюминия или Al(OH) 2 + — ион дигидроксо алюминия, которые образуют основные соли.

    Классификация солей

    Соли классифицируются по многим признакам, но в настоящем пособии будут рассмотрены только средние, кислые и основные соли.

    Кислотные остатки (анионы кислот) образуются при отщеплении одного или нескольких ионов водорода, заряд кислотных остатков всегда отрицательный. Они могут быть простыми: Cl — — ион хлора (анион хлороводородной кислоты), SO 4 -2 – сульфат ион (анион или кислотный остаток серной кислоты), PO 4 -3 – фосфат ион (анион или кислотный остаток фосфорной кислоты), простые анионы образуют средние соли, а могут быть сложными: HSO 4 — – гидро сульфат ион, HPO 4 -2 – гидро фосфат ион, H 2 PO 4 — – дигидро фосфат ион, они образуют ряд кислых солей.

    Таким образом, соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты ионами металла основания. При полном замещении атомов водорода кислоты, образуются средние соли, а при неполном – кислые соли.

    H 3 PO 4 + Al(OH) 3 = AlPO 4 + 3H 2 O средняя соль

    3H 3 PO 4 + 2Al(OH) 3 = Al 2 (HPO 4) 3 + 6H 2 O кислая соль

    3H 3 PO 4 + Al(OH) 3 = Al(H 2 PO 4) 3 + 3H 2 O кислая соль

    Можно и наоборот, рассматривать соль, как продукт замещения гидроксидионов в молекуле основания кислотными остатками, тогда средние соли образуются при полном их замещении, а при частичном замещении образуются основные соли.

    Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = AlPO 4 + 3H 2 O средняя соль

    3Al(OH) 3 + 2H 3 PO 4 = (AlOH) 3 (PO 4) 2 + 6H 2 O основная соль

    3Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = 3 PO 4 + 3H 2 O основная соль

    Средние соли

    Средние соли состоят из катионов оснований и анионов кислот, которые не содержат ни ионов водорода, ни гидроксогрупп, способных к замещению. Например, соли К 3 РО 4 и FeCl 3 являются средними.

    Чтобы правильно написать формулу какой-либо соли, следует учитывать степень окисления катиона (металла) и величину заряда (отрицательного) у аниона кислоты. Алгебраическая сумма зарядов анионов и катионов в молекуле соли должна быть равна нулю.

    Таким образом, сульфат хрома, например, состоящий из ионов Gr +3 и SO 4 -2 , имеет состав Gr 2 ((SO 4) 3, а ортофосфат калия, состоящий из ионов К +1 и PO 4 -3 , имеет состав К 3 РО 4 . Приведенные формулы солей называются эмпирическими или просто химическими формулами. На начальном этапе изучения классов неорганических соединений, в том числе для правильного составления формул, полезно начать с составления графических формул солей.

    При изображении графической формулы соли следует опираться на графические формулы кислот, а точнее структуры аниона кислоты.

    Отчетливо представляя себе структуры ионов SO 4 -2 , ClO 4 -1 , PO 4 -3 и др., например:

    Сульфат ион Перхлорат ион Фосфат ион

    Представляя графические формулы кислотных остатков и, зная степень окисления катиона, нетрудно изобразить графические формулы соответствующих солей. При этом необходимо помнить, что свободных валентностей (не присоединенных ни к одному атому химических связей – черточек) быть не может.

    Графическая формула Al 2 (SO 4) 3 будет иметь следующий вид:

    Число связей, образованных атомами алюминия, равно шести, поскольку степень окисления атома алюминия равна +3 (т.е. его валентность равна 3), а в состав молекулы входят два атома Al. Число связей, образованных сульфат ионами, также, шесть, поскольку заряд каждого аниона равен — 2, а в состав молекулы соли входят 3 кислотных остатка. Свободных валентностей нет. Далее следует проверить состав молекулы по виду и числу составляющих ее атомов и их валентностям.


    Для Ca(ClO 4) 2 и Ba 3 (PO 4) 2 . графические формулы будет иметь следующий вид,

    Номенклатура солей

    Соли могут быть названы разными способами, но необходимо уметь называть их по международной номенклатуре, которая в наибольшей степени отражает состав соли и позволяет по названию воспроизвести химическую формулу.

    Название любой соли складывается из названия аниона в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже, причем анион называется первым.

    Если металл (катион соли) может проявлять несколько валентностей (степеней окисления), то валентность, проявляемую в данном соединении, указывают в скобках после названия катиона римскими цифрами.

    Названия средних солей бескислородных кислот образуются от латинских названий кислотообразующих элементов, заканчивают суффиксом –ид , например: K 2 S — сульфид калия, NaCN- цианид натрия, CuCl 2 — хлорид меди (II).

    Названия анионов кислородосодержащих кислот, а соответственно и солей, получают путем присоединения окончания и приставки в соответствии со степенью окисления кислотообразующего элемента. Высшей степени окисления «…ная» или «…овая» кислота (серная кислота, хромовая кислота) соответствует окончание «ат». Так, соли серной кислоты называются сульфатами, хромовой- хроматами и т.д. Более низкой степени окисления соответствует окончание «ит»; например, соли сернистой кислоты- сульфиты; азотистой — нитриты и т.д. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента («…оватистая» кислота), ее анион получает приставку «гипо…» и окончание «…ит»; так соли хлорноватистой кислоты HClO называют гипохлоритами.

    Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то к названию аниона добавляют числительную приставку «ди…». Например, соли двухромовой кислоты H 2 Сr 2 O 7 называются дихроматами (иногда бихроматами), соли двуфосфорной кислоты H 4 P 2 O 7 — дифосфатами.

    Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой (HMnO 4), хлорной (HClO 4), йодной (HJO 4) кислот называют соответственно перманганатами, перхлоратами, перйодатами. Аналогично, соли марганцовистой (H 2 MnO 4), хлорноватой (HClO 3), и йодноватой (HIO 3) кислот носят названия манганатов, хлоратов и йодатов.

    Названия важнейших кислот и солей приведены в таблице 3.

    Таблица 3 – Названия важнейших кислот и солей

    Кислотообразующий элемент Химическая формула Название кислоты Название солей
    C +4 H 2 CO 3 Угольная Карбонаты, гидрокарбонаты
    Si +4 H 2 SiO 3 Кремниевая Силикаты, гидросиликаты
    N +3 HNO 2 Азотистая Нитриты
    N +5 HNO 3 Азотная Нитраты
    P +5 H 3 PO 4 Ортофосфорная Фосфаты, гидрофосфаты, дигидрофосфаты
    S +4 H 2 SO 3 Сернистая Сульфиты, гидросульфиты
    S +6 H 2 SO 4 Серная Сульфаты, гидросульфаты
    Cr +6 H 2 CrO 4 H 2 Cr 2 O 7 Хромовая Дихромовая Хроматы Дихроматы
    Cl + HClO Хлорноватистая Гипохлориты
    Cl +3 HClO 2 Хлористая Хлориты
    Cl +5 HClO 3 Хлорноватая Хлораты
    Cl +7 HClO 4 Хлорная Перхлораты
    Mn +6 H 2 MnO 4 Марганцовистая Манганаты
    Mn +7 HMnO 4 Марганцовая Перманганаты
    Безкислородные кислоты
    Cl — HCl Хлороводородная Хлориды
    Br — HBr Бромоводородная Бромиды
    Кислотообразующий элемент Химическая формула Название кислоты Название солей
    I — HI Иодоводородная Иодиды
    S -2 H 2 S Сероводородная Сульфиды, Гидросульфиды
    Органические кислоты
    C +4 HCOOH Муравьиная Формиаты
    C +4 CH 3 COOH Уксусная Ацетаты

    Кислые соли

    Кислые соли содержат остатки кислот, имеющие ион водорода, способный к дальнейшему замещению на остаток основания, они образуются в результате неполного замещения водородных ионов кислоты ионами металла. Например, K 2 HPO 4 и Ba(HCO 3) 2 – кислые соли.

    Названия кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначают греческими числительными (ди, три и т.д.).

    Одноосновные кислоты не образуют кислых солей, поскольку их молекулы содержат только один ион Н + , способный замещаться ионом металла.

    Двухосновные кислоты, такие, как H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 и другие, образуют кислые соли, содержащие, соответственно, однократно отрицательно заряженные ионы HSO 4 — , HSO 3 — , HCO 3 — , называемые, соответственно, гидросульфат-, гидросульфит- и гидрокарбонат — ионами. Заряды этих ионов определяются как результат отрыва положительно заряженного иона Н + от нейтральной молекулы той или другой кислоты по схеме:

    Зная заряд иона, входящего в состав кислой соли, и иона металла нетрудно написать формулу кислой соли. Применительно к серной кислоте, кислые соли которой содержат ион HSO 4 — , формулы будут иметь следующий вид:

    для однозарядных ионов – NaHSO 4 ,KHSO 4 ;

    для двухзарядных ионов – Mg(HSO 4) 2 , Zn(HSO 4) 2 ;

    для трехзарядных ионов – Al(HSO 4) 3, Fe(HSO 4) 3 .

    Трехосновные кислоты, такие как H 3 PO 4 , H 3 AsO 4 и некоторые другие, способны образовывать два типа кислых солей. В одном случае происходит замещение одного иона Н+ ионом металла, а два других иона Н + входят в состав отрицательно заряженного иона кислотного остатка, образующего кислую соль.

    Поскольку соли, содержащие ион H 2 PO 4 — или H 2 AsO 4 -, получены в результате замещения одного иона Н+ в молекуле кислоты ионом металла, они получили названия однозамещенных кислых солей или первичных кислых солей. Однозамещенные кислые соли для ионов различной степени окисления имеют следующие формулы и названия:

    NaH 2 HO 4 дигидроортофосфат натрия,

    Ca(H 2 HO 4), дигидроортофосфат кальция,

    Al(H 2 PO 4) 3 дигидроортофосфат алюминия,

    В другом случае происходит замещение двух ионов Н + ионами металла, а третий ион Н + входит в состав отрицательно заряженного иона HPO 4 2- гидроортофосфатиона, образующего кислую соль:

    Кислые соли, полученные в результате замещения двух ионов Н+ ионами металла, называются двухзамещенными кислыми солями, например,

    Na 2 HPO 4 — гидроортофосфат натрия,

    CaHPO 4 – гидроортофосфат кальция,

    Al 2 (HPO 4) 3 – гидроортофосфат алюминия.

    Основные соли

    Основными называются соли, которые образуются в результате неполного замещения гидроксидных групп основания анионами кислот. Например, AlOHSO 4 , FeOHCl 2 — соли основные. В состав основных солей входит остаток основания, содержащий гидроксогруппу, способную к замещению на остаток кислоты.

    Названия основных солей образуются подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку «гидроксо…», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Так FeOHCl- хлорид гидроксожелеза (II), (NiOH) 2 SO 4 — сульфат гидроксоникеля (II), Al(OH) 2 NO 3 — нитрат дигидроксоалюминия.

    Однокислотные основания, например, такие как NaOH, KOH, AgOH и другие, не образуют основных солей, поскольку их молекулы содержат только один ион ОН-, способный замещаться анионом кислоты.

    Двухкислотные основания (содержащие две гидроксогруппы способные к замещению), такие как Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Mn(OH) 2 и другие, образуют основные соли, содержащие однократно заряженные катионы Mg(OH) + , Cu(OH) + , Mn(OH)+ и называемые соответственно гидроксомагний-, гидроксокупрум(II)- и гироксомарганец (II)-ионами.

    Заряды этих ионов определяются как результат отрыва однократно отрицательно заряженного иона OH — от нейтральной молекулы гидроксида металла по схеме

    Мg(ОН) 2 ↔ ОН — + Мg (ОН) +

    нейтральная отрицательно положително
    молекула заряженный заряженый

    и представляют собой сочетание двукратно заряженного иона металла Ме +2 с ионом OH — .

    Зная заряд иона, входящего в состав основной соли, а также заряд аниона нетрудно вывести формулу основной соли. Применительно к гидроксиду магния, основные соли которого содержат ион Mg(OH) + , формулы их имеют следующий вид:

    для однозарядных анионов – Mg(OH)Cl, Mg(OH)NO 3 ;

    для двухзарядных анионов – (Mg(OH) 2 SO 4 , (Mg(OH) 2 CO 3 ;

    для трехзарядных анионов – (Mg(OH) 3 PO 4 ,(Mg(OH) 3 AsO 4 ;

    Трехкислотные основания, такие как Al(OH) 3, Gr(OH) 3 , Fe(OH) 3 и другие, способны образовывать два типа основных солей. В одном случае происходит замещение одного иона ОН —

    Al(OH) 3 = Al(OH) 2 + + OH —

    а два других входят в состав однократно заряженного положительного иона Al(OH) 2 + , называемого дигидроксоалюминий-ионом. Основные соли алюминия этого типа, в зависимости от заряда аниона, характеризуются следующими формулами:

    Al(OH) 2 NO 3 — нитрат дигидроксо алюминия,

    (Al(OH) 2) 2 SO 4 — сульфат дигидроксо алюминия,

    (Al(OH) 2) 3 PO 4 — фосфат дигидроксо алюминия,

    В другом случае происходит замещение двух ионов ОН —

    Al(OH) 3 = AlOH +2 + 2OH —

    а третий ион ОН — входит в состав двукратно положительно заряженного гидроксоалюминий-иона. Основные соли алюминия этого типа будут иметь следующие формулы:

    Al(OH)Cl 2 – хлорид гидроксо алюминия,

    AlOHSO 4 – сульфат гидроксо алюминия,

    (Al(OH) 3 (PO 4) 2 – ортофосфат гидроксо алюминия.

    Как следует из приведенных примеров, названия основных солей слагаются из международных названий отрицательно заряженных ионов с указанием в родительном падеже положительно заряженных гидроксо – или дигидроксо — ионов.

    Одним из условий, благоприятствующих образованию основных солей, является недостаточное количество кислоты по сравнению с тем, которое расходуется на образование средней соли. Так, при взаимодействии Al(OH) 3 c H 2 SO 4 уравнения образования основных солей и их графические формулы имеют следующий вид:

    Получение солей

    Соли можно получить различными способами, однако наиболее общими являются следующие:

    1. Взаимодействие основания и кислоты (реакция нейтрализации). В зависимости от взятых соотношений реагентов могут образовываться средняя, кислые и основные соли.

    3Fe(OH) 2 + 2H 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 + 6H 2 O – фосфат железа (II).

    Fe(OH) 2 + H 3 PO 4 = FeSrHPO 4 + 2H 2 O – гидрофосфат железа (II).

    Fe(OH) 2 + 2H 3 PO 4 = Fe(H 2 PO 4) 2 + 2H 2 O — дигидрофосфат железа (II).

    3Fe(OH) 2 + H 3 PO 4 = (FeOH) 3 PO 4 + 3H 2 O – фосфат гидроксо железа (II).

    2. Основной оксид и кислотный оксид (солеобразующий) образуют соль без выделения других продуктов реакции.

    CaO + CO 2 = CaCO 3 – карбонат кальция

    3. Основной оксид (или амфотерный) и кислота при взаимодействии образуют соль, в которой элемент оксида является катионом, и воду

    BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O – сульфат бария

    Al 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Al(NO 3) 3 + 3H 2 O – нитрат алюминия

    4. Активные металлы, растворяясь в разбавленных кислотах (кроме азотной кислоты) образуют соль соответствующей кислоты, при этом выделяется водород.

    Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ­ хлорид цинка

    Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 ­ сульфат железа (II)

    Химические свойства солей

    Важнейшими являются следующие свойства солей:

    1. При растворении в воде соли практически полностью распадаются на катионы (положительно заряженные ионы металлов или более сложные образования) и анионы кислот. Этот процесс называется электролитической диссоциацией солей.

    NaCl ® Na + + Cl —

    KHSO 3 ® K + + HSO 3 —

    CuOHNO 2 ® CuOH + + NO 2 —

    (NH 4) 2 SO 4 ® 2NH 4 + + SO 4 -2

    CH 3 COONa ® Na + + CH 3 COO —

    2. Термическое разложение солей. Некоторые соли при нагревании образуют оксиды (основной и кислотный).

    CaCO 3 CaO + CO 2

    3. Взаимодействие солей друг с другом. При определенных условиях (например, выделение осадка) соли взаимодействуют.

    AgNO 3 + KJ ® KNO 3 + AgI¯

    4. Менее активные металлы способны вытеснять более активные металлы из растворов их солей.

    Hg(NO 3) 2 + Cu = Cu(NO 3) 2 + Hg

    Типовые задачи

    1. Назовите следующие соли: а) Аl 2 (SO 4) 3 , б) FеОН(NО 3) 2 , в) KHS; г) FeCl 2 , д) NaH 2 PO 4 , е) AlOHSO 4 .

    Решение

    а) Аl 2 (SO 4) 3 сульфат алюминия, б) FеОН(NО 3) 2 нитрат гидроксожелеза {III}, в) KHS гидросульфид калия, г) FeCl 2 хлорид железа {II}, д) NaH 2 PO 4 дигидрофосфат натрия, е) AlOHSO 4 сульфат гидроксоалюминия.

    2. Приведите эмпирические и графические формулы следующих солей: фосфат калия, гидрокарбонат магния, карбонат гидроксокальция, дигидрофосфат титана {II}, сульфат дигидроксо титана {IV}.

    Решение


    гидрокарбонат магния Mg(HCO 3) 2

    карбонат гидроксокальция (CaOH) 2 CO 3

    дигидрофосфат титана {II} Ti(H 2 PO 4) 2


    сульфат дигидроксотитана {IV} Ti(OH) 2 SO 4

    3. Составьте уравнения реакций между гидроксидом лантана (III) и кремниевой кислотой, приводящими к образованию следующих солей: La 2 (SiO 3) 3 , La(HSiO 3) 3 , LaOHSiO 3 , 2 SiO 3 . Приведите названия солей по международной номенклатуре.

    Решение

    2La(OH) 3 + 3H 2 SiO 3 = La 2 (SiO 3) 3 + 6H 2 O

    силикат лантана (III)

    La(OH) 3 + 3H 2 SiO 3 = La(HSiO 3) 3 + 3H 2 O

    гидросиликат лантана (III)

    La(OH) 3 + H 2 SiO 3 = LaOHSiO 3 + 2H 2 O

    силикат гидроксолантана (III)

    La(OH) 3 + H 2 SiO 3 = 2 SiO 3 + 2H 2 O

    силикат дигидроксолантана (III)

    С одним из представителей веществ этого класса вы уже познакомились, когда рассматривали летучие водородные соединения на примере хлороводорода НСl. Раствор его в воде и представляет собой соляную кислоту. Она имеет ту же формулу НСl. Аналогично при растворении в воде другого летучего водородного соединения — сероводорода H 2 S — образуется раствор сероводородной кислоты с формулой H 2 S.

    Молекулы этих кислот состоят из двух элементов, т. е. они являются бинарными соединениями. Однако к классу кислот относят также и соединения, состоящие из большего числа химических элементов. Как правило, третьим элементом, входящим в состав кислоты, является кислород. Поэтому такие кислоты называют кислородсодержащими, в отличие от НСl и H 2 S, которые называют бескислородными. Перечислим некоторые кислородсодержащие кислоты.

    • Азотная кислота — HNO 3 .
    • Азотистая кислота — HNO 2 .
    • Серная кислота — H 2 SO 4 .
    • Сернистая кислота — H 2 SO 3 .
    • Угольная кислота — Н 2 СO 3 .
    • Кремниевая кислота — H 2 SiO 3 .
    • Фосфорная кислота — Н 3 РO 4 .

    Обратите внимание, что все кислоты (и кислородсодержащие, и бескислородные) обязательно содержат водород, который в формуле записывают на первом месте. Всю остальную часть формулы называют кислотным остатком. Например, у НСl кислотным остатком является Сl, а у Н 3 РO 4 кислотный остаток РO 4 .

    Как правило, кислотные остатки образуют элементы-неметаллы.

    По формулам кислот можно определить степени окисления атомов химических элементов, образующих кислоты.

    Для бинарных кислот это сделать просто. Так как у водорода степень окисления +1, то в соединении у хлора степень окисления -1, а в соединении у серы степень окисления -2.

    Несложно будет рассчитать и степени окисления атомов элементов-неметаллов, образующих кислотные остатки кислородсодержащих кислот. Нужно только помнить, что суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна нулю, а степени окисления водорода +1 и кислорода -2. Тогда, например, по формуле серной кислоты можно составить уравнение:

    (+1) 2 + х + (-2) 4 = 0,

    где х — степень окисления серы, откуда х = +6. Отсюда формула серной кислоты с проставленными степенями окисления принимает вид .

    Зная степень окисления элемента-неметалла, образующего кислотный остаток кислородсодержащей кислоты, можно определить, какой оксид ей соответствует.

    Например, серной кислоте , в которой у серы степень окисления равна +6, соответствует оксид серы (VI) ; азотной кислоте , в которой у азота степень окисления равна +5, соответствует оксид азота (V) .

    По формулам кислот можно также определить и общий заряд, который имеют кислотные остатки. Заряд кислотного остатка всегда отрицателен и равен числу атомов водорода в кислоте. Число атомов водорода в кислоте называют основностью. Для одноосновных кислот, содержащих один атом водорода, например НСl и HN0 3 , заряды ионов кислотных остатков, которые они образуют в растворе, равны 1-, т. е. Сl — и . Для двухосновных кислот, например H 2 S0 4 и H 2 S, заряды кислотных остатков равны 2-, т. е. . Кислотный остаток, например , имеет общий заряд 2- и представляет собой сложный ион, который образуется при растворении кислоты в воде.

    Бинарные бескислородные кислоты НСl и H 2 S образуют в водных растворах простые ионы Сl — и S 2- , а кислородсодержащие кислоты образуют сложные ионы, например .

    Для того чтобы различать степени окисления и заряды ионов, условились записывать знак «+» или «-» перед цифрой, указывающей величину заряда степени окисления (Степень окисления записывают над символом элемента): , но после цифры, указывающей величину заряда иона (Заряд иона записывают справа от символа химического элемента. ): . И ещё: единичный заряд степени окисления обозначают цифрой +1 или -1, а единичный заряд иона — только знаками «+» или «-». Например, степень окисления , а заряд иона Сl — .

    Познакомимся с некоторыми из кислот.

    В природе встречается много кислот: лимонная кислота в лимонах, яблочная кислота в яблоках, щавелевая кислота в листьях щавеля, муравьиная кислота в пчелином яде и жгучих волосках крапивы (рис. 62). Муравьи защищаются от врагов, разбрызгивая едкие капельки, содержащие муравьиную кислоту.

    Рис. 62.
    Кислоты в природе

    При скисании виноградного сока получается уксусная кислота, а при скисании молока — молочная кислота (рис. 63). Она же образуется при квашении капусты и при силосовании кормов для скота. В быту часто применяют лимонную и уксусную кислоты. Употребляемый в пищу уксус — это раствор уксусной кислоты.

    Рис. 63.
    Кислоты в продуктах питания

    Многие кислоты, например серная и соляная, нужны в народном хозяйстве в огромных количествах.

    Серная кислота H 2 SO 4 — бесцветная жидкость, вязкая, как масло, не имеющая запаха, почти вдвое тяжелее воды. Серная кислота поглощает влагу из воздуха и других газов. Это свойство серной кислоты используют для осушения некоторых газов.

    При смешивании серной кислоты с водой выделяется большое количество теплоты. Если воду вливать в серную кислоту, то вода, не успев смешаться с кислотой, может закипеть и выбросить брызги серной кислоты на лицо и руки работающего. Чтобы этого не случилось, при растворении серной кислоты нужно вливать её тонкой струей в воду и перемешивать (рис. 64).

    Рис. 64.
    Разбавление концентрированной серной кислоты водой

    Серная кислота обугливает древесину, кожу, ткани. Если в пробирку с серной кислотой опустить лучинку, то происходит химическая реакция — лучинка обугливается. Теперь понятно, как опасно попадание брызг серной кислоты на кожу человека и одежду.

    Угольная и сернистая кислоты — Н 2 СO 3 и H 2 SO 3 — в свободном виде не существуют, так как они разлагаются на воду и соответствующий оксид (газ):

    Растворы всех кислот кислые, но распознавать концентрированные кислоты на вкус не решится ни один химик — это опасно. Есть более эффективные и безопасные способы обнаружения кислот. Их так же, как и щёлочи, распознают с помощью индикаторов.

    Добавим к растворам кислот по нескольку капель раствора лакмуса фиолетового цвета. Лакмус окрасится в красный цвет. Метиловый оранжевый при действии кислот изменяет оранжевый цвет на красно-розовый (см. табл. 4 в § 20). А вот кремниевую кислоту H 2 SiO 3 , поскольку она нерастворима в воде, так распознавать нельзя.

    Кроме этих индикаторов химики используют множество других, в том числе и смеси различных индикаторов. Наиболее удобен универсальный индикатор, который представляет собой смесь индикаторов, нанесённую на специальные бумажные полоски. Изменение цвета при помещении такой полоски в испытуемый раствор сигнализирует не только о том, является ли среда раствора нейтральной, щелочной или кислотной, но также и о том, насколько значительны его кислотность или щёлочность, которые оцениваются по специальной шкале (рис. 65).

    Рис. 65.
    Шкала pH и окраска универсального индикатора в разных средах

    Эта шкала нанесена на упаковку полосок универсальной индикаторной бумаги. Она называется шкалой pH (читается «пэ-аш»). Значение pH нейтральной среды, (например, дистиллированной воды) равно 7,0 (pH = 7,0). В кислотной среде pH меньше 7,0 и чем меньше эта величина, тем выше кислотность раствора. В щелочной среде pH больше 7,0, и чем больше эта величина, тем выше щёлочность раствора. Изменение цвета полоски, помещённой в испытуемый раствор, затем сравнивают со шкалой.

    Лабораторный опыт № 10


    Определение pH растворов кислоты, щёлочи и воды
      Нанесите на полоску универсальной индикаторной бумаги с помощью пипетки или стеклянной палочки по капле выданных вам растворов кислот, щелочей, воды. Сравните изменение цвета со шкалой, определите среду растворов и значения их pH.

    Лабораторный опыт № 11


    Определение pH лимонного и яблочного соков на срезе плодов
      Без проведения эксперимента мы знаем, что лимон кислее яблока. Тем не менее приложите полоски универсальной индикаторной бумаги к свежему срезу лимона и яблока и подтвердите эту аксиому количественно, т. е. укажите значения pH для сока лимона и яблока.

    Ключевые слова и словосочетания

    1. Кислоты кислородсодержащие и бескислородные.
    2. Кислотные остатки и основность кислот.
    3. Сложные и простые ионы.
    4. Соляная, сероводородная, серная, сернистая, угольная, азотная, азотистая, фосфорная и кремниевая кислоты.
    5. Непрочные кислоты: угольная и сернистая.
    6. Нерастворимая кремниевая кислота.
    7. Изменение окраски индикаторов в кислотной среде.
    8. Универсальный индикатор.
    9. Шкала pH.

    Работа с компьютером

    1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
    2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока — сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

    Вопросы и задания

    1. Дайте характеристику фосфорной кислоты по плану: а) формула; б) наличие кислорода; в) основность; г) растворимость; д) степени окисления элементов, образующих кислоту; е) заряд иона, образуемого кислотным остатком; ж) соответствующий оксид.
    2. Почему нельзя приливать воду в серную кислоту для её разбавления?
    3. Составьте химические формулы кислот, соответствующих оксидам, формулы которых: N 2 O 3 , СO 2 , Р 2 O 5 , SiO 2 , SO 2 . Дайте названия всех веществ.
    4. Вычислите количество вещества, соответствующее: а) 490 г серной кислоты H 2 SO 4 ; б) 9,8 г фосфорной кислоты Н 3 РO 4 .

    Сернистая кислота – обзор

    7.3.1 Сульфитный процесс

    В 1867 г. до н.э. Тилман запатентовал процесс, в котором разложение древесины сернистой кислотой или ее солями использовалось для производства волокнистой массы для производства бумаги. Однако только в 1874 году шведский химик Экман выпустил на рынок первую сульфитную целлюлозу. Почти одновременно с Экманом А. Мичерлих в Германии работал над процессом сульфитной варки древесины, а в 1880 г. он открыл сульфитный целлюлозный завод в Целле на юге Германии.

    В сульфитном процессе, обычно проводимом в кислых или нейтральных условиях, ионы диоксида серы и/или бисульфита реагируют с лигнином с образованием водорастворимых сульфированных лигнинов, называемых лигносульфонатами, которые разлагаются в результате реакций кислотного гидролиза в больших резервуарах под давлением, называемых варочными котлами ( Хинтц, 2001). Используемые соли представляют собой либо сульфиты (SO 3 2−), либо бисульфиты (HSO 3 ), и даже диоксид серы (SO 2 ), либо серную кислоту (H 2 8 0 SO 4 900). может быть использован.Содержание этих различных форм соединений серы варьируется, поскольку сульфитную варку можно проводить в широком диапазоне pH. Наиболее распространенным катионом сульфитных и бисульфитных солей является натрий (Na + ), но кальций (Ca 2+ ), калий (K + ), магний (Mg 2+ ) или аммоний (NH ). Также использовались катионы 4+ ). Сульфитный процесс производит древесную массу, которая представляет собой почти чистую целлюлозу. Остаточный лигнин в сульфитной целлюлозе сульфирован, и его относительно легко удалить в процессах отбеливания целлюлозы (Hintz, 2001).Сульфитная варка целлюлозы долгое время использовалась в промышленности, но в настоящее время ее заменил крафт-процесс, который позволяет перерабатывать различные породы древесины для получения прочных волокон для производства бумаги (Zhu et al. , 2009). Тем не менее, около 1 миллиона тонн лигносульфонатов в год по-прежнему производится в виде сухих веществ.

    Как правило, в лигносульфонатных лигнинах можно обнаружить большое количество примесей (около 30% по массе), таких как зола или углеводы (Галкин и Самек, 2016).Эти лигнины обычно имеют очень высокую среднюю молекулярную массу, даже выше, чем у крафт-лигнинов, поскольку сульфонатные группы добавляются к лигносульфонатным лигнинам в процессе варки (Galkin and Samec, 2016). Вследствие включения этих групп каталитическая трансформация лигносульфонатов в лигнины затруднена (Patil and Argyropoulos, 2017). Более того, в процессах сульфитной варки эфирные связи расщепляются, разрушаются метоксильные группы и образуются новые углерод-углеродные связи (Li et al., 2015). Тем не менее, разнообразие функциональных групп (фенольные, карбоксильные и серосодержащие группы) на лигносульфонатных лигнинах обеспечивает исключительные коллоидные свойства, что позволяет использовать их в таких приложениях, как диспергаторы, добавки (пластификаторы), поверхностно-активные вещества, флокулянты и т. д. (Аро и Фатехи , 2017). Кроме того, эти лигнины можно использовать в пищевой промышленности, поскольку они легко деполимеризуются с образованием ванилина (Rahimi et al., 2014).

    Характеристики предварительного гидролиза серной кислоты и его влияние на эффективность последующего процесса варки целлюлозы :: Биоресурсы

    Ши, Ю., Йокояма Т., Акияма Т., Яширо М. и Мацумото Ю. (2013). «Характеристики предварительного гидролиза серной кислоты и его влияние на эффективность последующего процесса химической варки», BioRes. 8(4), 4837-4848.
    Abstract

    Возможности предварительного гидролиза серной кислотой с последующим химическим варением целлюлозы исследовали в лабораторных условиях с использованием сосны лучистой. Остаток, полученный предварительным гидролизом серной кислоты с добавлением основания, был в достаточной степени делигнифицирован на последующей стадии содовой варки, в то время как делигнификация остатка была совершенно недостаточной на последующей сульфатной варке. Остатки, приготовленные предгидролизом соляной и серной кислот, не были достаточно делигнифицированы независимо от способа варки. Выход моносахаридов, полученных из гемицеллюлозы, составляет около 90% на теоретической основе при оптимальном предварительном гидролизе сернистой кислотой. При последующей содовой варке в различных условиях из остатка, полученного предварительным гидролизом серной кислоты с добавлением основания, можно было получить пульпы с числом Каппа от 21 до 34, выходом целлюлозы от 37 до 41% и высоким содержанием целлюлозы.На основании этих результатов было сделано предположение, что предварительный гидролиз серной кислоты с добавлением основания в сочетании с последующей варкой соды является эффективным методом утилизации древесных гемицеллюлоз.


    Загрузить PDF
    Полный текст статьи

    Характеристики предварительного гидролиза сернистой кислотой и его влияние на эффективность последующего процесса варки целлюлозы

    Ян Ши, a Томоя Ёкояма,* Такуя Акияма, Макото Ясиро, b и Юдзи Мацумото

    Возможность предварительного гидролиза серной кислотой с последующим химическим варением целлюлозы была исследована в лабораторных условиях с использованием сосны лучистой. Остаток, полученный предварительным гидролизом серной кислоты с добавлением основания, был в достаточной степени делигнифицирован на последующей стадии содовой варки, в то время как делигнификация остатка была совершенно недостаточной на последующей сульфатной варке. Остатки, приготовленные предгидролизом соляной и серной кислот, не были достаточно делигнифицированы независимо от способа варки. Выход моносахаридов, полученных из гемицеллюлозы, составляет около 90% на теоретической основе при оптимальном предварительном гидролизе сернистой кислотой.При последующей содовой варке в различных условиях из остатка, полученного предварительным гидролизом серной кислоты с добавлением основания, можно было получить пульпы с числом Каппа от 21 до 34, выходом целлюлозы от 37 до 41% и высоким содержанием целлюлозы. На основании этих результатов было сделано предположение, что предварительный гидролиз серной кислоты с добавлением основания в сочетании с последующей варкой соды является эффективным методом утилизации древесных гемицеллюлоз.

    Ключевые слова: Кислотное осахаривание; Приготовление еды; лигнин; Сахар

    Контактная информация: Лаборатория химии древесины, Департамент биоматериаловедения, Высшая школа сельского хозяйства и биологических наук, Токийский университет, 1-1-1 Яёи, Бункё-ку, Токио 113-8657, Япония; a: (Текущий адрес) Факультет упаковочной техники, Тяньцзиньский университет торговли, 300134 Тяньцзинь, Китай; б: Ниппон Пейпер Индастриз Ко., Ltd. Chemical Division, Hitotsubashi, Chiyoda-ku, Tokyo 100-0003, Japan; * Автор, ответственный за переписку: [email protected]

    ВВЕДЕНИЕ

    В настоящее время в процессе производства сульфатной целлюлозы от 30 до 35% углеводов теряется и расщепляется до гидроксильных кислот, таких как муравьиная, гликолевая, молочная, 2-гидроксибутановая и 2,5-дигидроксипентановая кислоты. В частности, потери гемицеллюлоз достигают примерно 60% и более. Было бы желательно ввести в процесс варки целлюлозы стадию предварительной обработки. Стадия предварительной обработки должна эффективно извлекать гемицеллюлозы, сохраняя при этом достаточное количество целлюлозы в остатке, чтобы можно было использовать гемицеллюлозы в качестве ценных олигомерных и мономерных сахаров и получить целлюлозу, пригодную для растворения целлюлозы после последующей химической варки целлюлозы (Хендрикс и Зееман, 2009 г.). . Введение стадии предварительного гидролиза разбавленной кислотой представляется многообещающим методом для этой цели.

    При введении разбавленной кислоты для предварительного гидролиза перед химической варкой целлюлозы потенциально возникают две проблемы: эффективность извлечения моносахаридов при предварительном гидролизе и влияние предварительного гидролиза на эффективность последующей варки целлюлозы.Последняя проблема возникает из-за того, что предварительная обработка часто делает сырье восприимчивым к химическим реакциям в последующих процессах (Ohgren et al. 2007; Silverstein et al. 2007; Xu et al. 2007; Misson et al.  2009). Мы сосредоточились на сернистой кислоте как на привлекательном реагенте для предварительного гидролиза, потому что в предварительном гидролизе серной кислоты можно рассмотреть следующие несколько преимуществ. Сернистая кислота, безусловно, гидролизует полисахариды и лигнин.Сернистая кислота или гидросульфитный анион реагируют с карбонильными группами высвобождаемых моносахаридов с образованием аддуктов, которые могут препятствовать катализируемому кислотой превращению моносахаридов в продукты дальнейшего разложения. Сернистая кислота вводит группы органических сульфокислот, которые, следовательно, повышают кислотность системы, хотя сама по себе сернистая кислота является слабой кислотой. Сернистая кислота вводит сульфокислотные группы в лигнин, что может способствовать размягчению сырья и делигнификации на последующей стадии варки.

    Что касается превращения высвобожденных моносахаридов в продукты дальнейшего разложения, в нашем предыдущем исследовании было указано, что моносахариды гораздо более стабильны на стадии гидролиза с использованием серной кислоты, чем на стадии гидролиза с использованием соляной и серной кислот при постоянном рН, что позволяет предположить, что серная кислота предотвращает катализируемое кислотой превращение моносахаридов в продукты дальнейшего разложения (Shi et al.  2012). Исходя из этих соображений, предварительный гидролиз серной кислотой должен быть выгодным для использования гемицеллюлозы в качестве ценных продуктов.В этом исследовании были установлены оптимальные условия предварительного гидролиза серной кислотой, и влияние предварительного гидролиза на эффективность последующей химической варки оценивалось в лабораторных масштабах с использованием сосны лучистой в качестве образца древесины.

    ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫЙ

    Материалы

    Сосна лучистая

    была получена от Nippon Paper Industries Co., Ltd. Chemical Division (Токио, Япония) и измельчена с использованием мельницы Wiley. Приготовленную древесную муку (пропущенную через сито 20 меш и оставшуюся на сите 80 меш) экстрагировали смесью этанол/бензол (1/2).Влажность этой исходной древесной муки составляла 5,5%. Все остальные химикаты были приобретены у Wako Pure Chemical Industries, Ltd. (Осака, Япония) или у Tokyo Chemical Industry Co. , Ltd. (Токио, Япония).

    Кислотный предварительный гидролиз

    Не только сернистая, но также соляная и серная кислоты использовались для оценки целесообразности использования серной кислоты. Древесную муку (2,0 г сухого веса в печи) смешивали с раствором кислоты в герметичном цилиндрическом реакторе TAF-SR емкостью 50 мл, футерованном тефлоном (Taiatsu Techno ®  Co., Токио, Япония). После предварительной пропитки в течение ночи реактор погружали в масляную баню, снабженную шейкером, при постоянной температуре 120°С, 130°С или 140°С.

    В качестве растворов кислоты использовали 1% соляную кислоту и 1% серную кислоту, а также сернистую кислоту. Растворы сернистой кислоты готовили из 5%-ного раствора диоксида серы (SO 2 ), и используемые концентрации составляли 2,5 или 2%, как SO 2 . Отношение щелока к древесине составляло 20/1 л/кг при обработке соляной и серной кислотами.Он составлял 7/1 л/кг при обработке серной кислотой, чтобы имитировать практический процесс сульфитной варки. Реакцию продолжали в течение приблизительно от 1 до 5 часов. В некоторых опытах с сернистой кислотой в качестве основания добавляли гидроксид магния.

    Анализ содержания нейтрального сахара и лигнина

    После кислотного предварительного гидролиза остаток отделяли на фильтре из пористого стекла с последующей тщательной промывкой водой. Объединенный раствор и промывные воды переносили в мерную колбу на 100 мл и доводили объем водой до 100 мл.Аликвоту этого раствора подвергали альдитолацетатному методу для определения количества нейтральных моносахаридов, высвобождаемых из исходной древесной муки в раствор для предварительного гидролиза (Jones and Albershe 1972; Dence 1992). Количественное определение ацетатов моносахаридов проводили с использованием газовой хроматографии (GC-14B, Shimadzu Co., Киото, Япония) с ацетатом соединения внутреннего стандарта ( myo -инозитол). Другую аликвоту подвергали последующей обработке 4% серной кислотой в течение 1 часа при 120 °C для гидролиза олигосахаридов, возможно присутствующих в растворе для предварительного гидролиза. Полученный раствор также подвергали альдитолацетатному методу для определения в нем количества нейтральных моносахаридов. Исследовали влияние постобработки серной кислотой на обнаруженные количества моносахаридов.

    Отделенный остаток перед гидролизом подвергали воздействию метода Класона для определения содержания лигнина (Borchardt and Piper 1970). Остаток гидролизовали 72% серной кислотой в течение 4 часов при комнатной температуре и последовательно 4% серной кислотой в течение 1 часа при 120 °C для превращения углеводов остатка в моносахариды.Остаток Klason отделяли на фильтре из пористого стекла, сушили в течение ночи при 105°C и взвешивали для определения содержания лигнина Klason. Полученный раствор подвергали УФ-анализу при 205 нм для определения содержания кислоторастворимого лигнина. Общее содержание лигнина рассчитывали как сумму содержания клазона и кислоторастворимых лигнинов. Полученный раствор также подвергали ацетатно-альдитовому методу для анализа нейтрального сахарного состава остатка перед гидролизом.

    Содержание лигнина и нейтрального сахара в исходной древесной муке также анализировали методами Класона и ацетата альдита соответственно.

    Химическая варка остатка предварительного гидролиза

    Химическую варку исходной древесной муки и остатков предварительного гидролиза (2 г или 4 г) проводили в варочном котле объемом 20 мл (Taiatsu Techno ®  Co., Токио, Япония) после предварительной пропитки в течение ночи варочным раствором. Используемые диапазоны заряда активной щелочи и сульфидности составляли от 22 до 33% и от 0 до 30%, соответственно, как Na 2 O. Отношение жидкости к древесине составляло 3,5/1 л/кг. Разработанная процедура нагрева была следующей: 100°С → 150°С в течение 29 мин; 60 мин при 150 °С; 150°С → 160°С в течение 8 мин; 42 мин при 160 °С; 160°С → 170°С в течение 6 мин; и 20 мин при 170 °C.Целевой фактор H был 1800.

    Определение числа Каппа

    Число Каппа целлюлозы, полученной после химической варки целлюлозы, определяли в соответствии со стандартом TAPPI T-236cm-85 (1993).

    РЕЗУЛЬТАТЫ И ОБСУЖДЕНИЕ

    Химический состав сосны лучистой

    В таблице 1 указан состав исходной древесной муки из сосны лучистой. Он был типичен как хвойная порода. Хотя общее содержание полисахаридов и лигнина 91.7%, является достаточно высоким по результатам альдитолацетатного и Класоновского методов хвойных пород, предполагается, что остатки 4- O -метилглюкуроновой кислоты в гемицеллюлозах, а также некоторые промежуточные остатки полисахаридов не были обнаружены в виде соответствующих гидролизованных моносахаридов в метод ацетата альдита. Следовательно, реальное содержание некоторых полисахаридов должно быть несколько выше, чем значения, указанные в таблице 1, хотя теоретические выходы моносахаридов в кислотных прегидролизах, обсуждаемые в следующих разделах, основаны на количествах моносахаридов, рассчитанных на основе значений, показанных в таблице. 1.

    Таблица 1. Состав исходной муки из древесины сосны лучистой, использованной в этом исследовании.

    a  на основе исходной сухой древесной муки

    b Анализ повторяли всего 3 раза.

    c общее содержание класона и кислоторастворимого лигнина

    Прегидролиз соляной и серной кислотами

    Шесть моносахаридов: D-ксилоза, D-манноза, D-глюкоза, L-арабиноза, D-галактоза и L-рамноза были обнаружены в растворах кислотных прегидролизов с использованием соляной и серной кислот.Рис. 1 и 2 показаны выходы D-ксилозы, D-маннозы и D-глюкозы при предварительном гидролизе с использованием 1% соляной кислоты и 1% серной кислоты соответственно. Данные по L-арабинозе, D-галактозе и L-рамнозе в этом исследовании не приводятся, поскольку эти моносахариды являются второстепенными продуктами и происходят из боковых цепей гемицеллюлоз и пектиновых веществ.

    В первую очередь обсуждаются результаты, полученные при предварительном гидролизе с использованием 1% соляной кислоты (рис. 1). Максимальные выходы D-ксилозы и D-маннозы были получены в предгидролизе в течение 3 ч при 120 °C среди всех проведенных реакций.Реакции с более длительным периодом при 120 °С снижали выходы. В прегидролизе при 130 °C и 140 °C самый короткий период реакции, 1 ч, давал максимальные выходы, которые были ниже, чем полученные в прегидролизе в течение 3 ч при 120 °C. Выходы постоянно уменьшались при увеличении периода реакции при этих более высоких температурах. Снижение выхода указывает на превращение D-ксилозы и D-маннозы в продукты дальнейшего разложения. Поскольку снижение выхода D-ксилозы было более значительным, чем D-маннозы, первая должна быть более восприимчива к катализируемой кислотой дальнейшей деградации.Последующая обработка предгидролизных растворов 4%-ной серной кислотой в течение 1 ч при 120 °C в большинстве случаев не увеличивала, а скорее снижала выход D-ксилозы и D-маннозы. Этот результат предполагает, что олигомерные ксилан и глюкоманнан не присутствуют в значительных количествах в растворах перед гидролизом. Присутствие этих олигомеров в растворах должно увеличить выход, хотя нельзя полностью исключить, что дальнейшая деградация D-ксилозы и D-маннозы была более быстрой, чем образование этих моносахаридов из олигомеров в 4% серной кислоте. после лечения.Выходы D-глюкозы были практически постоянными в прегидролизе при 120 °С, а увеличивались при увеличении времени реакции при 130 и 140 °С. Увеличение выхода было значительным при 140°C. На основании выхода D-глюкозы при 120 °C можно разумно предположить, что большая часть D-глюкозы получена не из целлюлозы, а из гемицеллюлозы, галактоглюкоманнана. Увеличение выхода в предгидролизах при 130 °С и 140 °С должно было происходить за счет гидролиза целлюлозы. Последующая обработка 4% серной кислотой не снижала выход D-глюкозы, что свидетельствует об устойчивости D-глюкозы к последующей обработке.Маловероятно, чтобы в растворе для предварительного гидролиза существовал олигомерный глюкан, и скорость образования D-глюкозы из олигомера уравновешивалась скоростью дальнейшего разложения D-глюкозы.

    Рис. 1. Выход D-ксилозы, D-маннозы и D-глюкозы в растворах для предварительного гидролиза при предварительном гидролизе исходной муки из древесины сосны лучистой с использованием 1% соляной кислоты. Теоретический выход основан на значении, указанном в Таблице 1. Теоретический выход 100% D-ксилозы, D-маннозы или D-глюкозы равен 5.6 г, 12,1 г или 49,8 г, соответственно, при предварительном гидролизе 100 г исходной древесной муки. ● ○: 120°C, ▲ ∆: 130°C, ■ □: 140°C, ——– без доочистки 4% серной кислотой, – – – – с доочисткой 4% серной кислотой

    Рис. 2. Выход D-ксилозы, D-маннозы и D-глюкозы в растворах для предварительного гидролиза при предварительном гидролизе исходной муки из древесины сосны лучистой с использованием 1% серной кислоты. ● ○: 120°C, ▲ ∆: 130°C, ■ □: 140°C, ——– без доочистки 4% серной кислотой, – – – – с доочисткой 4% серной кислотой

    Предгидролиз с использованием 1% серной кислоты в течение 3 часов при 120 °C или в течение 1 часа при 140 °C дал максимальный выход D-ксилозы или D-маннозы соответственно (фиг. 2). Поскольку молярная концентрация 1 % серной кислоты в два раза меньше, чем у 1 % соляной кислоты, а серная кислота действует в основном как одноосновная кислота в используемом диапазоне pH (значение p K a  гидридсульфат-аниона составляет 1,99) , предварительный гидролиз 1% серной кислотой можно рассматривать как более слабую кислотную обработку, чем 1% соляной кислотой. Это является причиной того, что максимальный выход каждого моносахарида был немного ниже при предварительном гидролизе с 1% серной кислотой, чем при предварительном гидролизе с 1% соляной кислотой.Вместо этого моносахариды, высвобождаемые из исходной древесной муки в растворы, были более стабильны в первых прегидролизах, чем во вторых. Производство D-глюкозы из целлюлозы, по-видимому, было эффективно подавлено. В будущей работе будет изучено, дает ли прегидролиз серной кислотой выходы D-ксилозы, D-маннозы и D-глюкозы, сравнимые с выходами при предварительном гидролизе 1% соляной кислотой, когда молярные концентрации двух предварительных гидролизов одинаковы. .

    Показано, что около 90% гемицеллюлоз получают в виде моносахаридов путем предгидролиза с использованием соляной и серной кислот без значительного гидролиза целлюлозы в оптимальных условиях.

    Прегидролиз серной кислотой

    Поскольку серная кислота является более слабой кислотой, чем соляная и серная кислоты, условия, применяемые для предварительного гидролиза серной кислоты, отличались от условий, используемых для предварительного гидролиза соляной и серной кислоты. Используемые концентрация и температура составляли 2,5% в качестве SO 2 и 140 °C соответственно. Несмотря на эту разницу в условиях, сравнение выхода моносахаридов между предварительными гидролизами с использованием этих трех типов кислот должно иметь смысл.Гидроксид магния использовался в качестве основания в некоторых процессах предварительного гидролиза сернистой кислоты. Те же самые шесть моносахаридов, которые были получены при прегидролизе соляной и серной кислоты, были обнаружены при предварительном гидролизе серной кислоты. Данные по L-арабинозе, D-галактозе и L-рамнозе не показаны.

    Рис. 3. Выход D-ксилозы, D-маннозы и D-глюкозы в растворах для предварительного гидролиза при предварительном гидролизе исходной муки из древесины сосны лучистой (140 °C) с использованием серной кислоты (2.5% как SO 2 ) без добавления основания. ——— без доочистки 4% серной кислотой, — — — — с доочисткой 4% серной кислотой

    На рис. 3 показаны выходы D-ксилозы, D-маннозы и D-глюкозы при предварительном гидролизе сернистой кислоты без добавления основания. Максимальный выход D-ксилозы, полученный при предварительном гидролизе в течение 1 ч (более 95% в расчете на теоретическую основу), был несколько выше, чем максимальный выход D-ксилозы при предварительном гидролизе соляной и серной кислотой.Максимальный выход D-маннозы, также полученный при предварительном гидролизе в течение 1 часа (около 88 % в расчете на теоретическую основу), был аналогичен и превышал максимальный выход D-маннозы при предварительном гидролизе соляной и серной кислотой соответственно. С другой стороны, высвобождение D-глюкозы было подавлено при предварительном гидролизе серной кислоты в той же степени, что и при предварительном гидролизе соляной и серной кислотой. Было показано, что предварительный гидролиз серной кислотой дает большее количество гемицеллюлозных моносахаридов, чем предварительный гидролиз соляной и серной кислотой, и повреждает целлюлозу на уровне, аналогичном предварительному гидролизу соляной и серной кислотой, и, следовательно, первый предварительный гидролиз более выгоден в качестве стадии кислотного предварительного гидролиза, чем два последних. .Последующая обработка 4%-ной серной кислотой незначительно увеличивала выход D-маннозы в сернокислотных прегидролизах, что свидетельствует о наличии в растворах олигомерного глюкоманнана.

    В практических процессах сульфитной варки всегда добавляют основание для достижения достаточной делигнификации. Поэтому был также изучен предварительный гидролиз серной кислоты с добавлением основания. В качестве основы использовали гидроксид магния. Количество добавленного основания обычно выражается как TA/CA (общая кислота/объединенная кислота) в практических процессах сульфитной варки.ТА представляет собой весовой процент количества добавленной сернистой кислоты (или SO 2 ). CA равен весовому проценту от количества сернистой кислоты (или SO 2 ), которая превращается в анион сульфита путем добавления основания, предполагая, что сернистая кислота всегда работает как двухосновная кислота. Концентрация сернистой кислоты и температура, использованные в этом типе эксперимента, были такими же, как и при предварительном гидролизе серной кислоты без добавления основания (2,5%, как SO 2  и 140 °C соответственно).Было показано, что для достижения достаточной делигнификации соотношение ТА/КА должно быть больше 4/1 (Hart 1985). На рис. 4 показаны выходы D-ксилозы, D-маннозы и D-глюкозы при предварительном гидролизе сернистой кислоты с добавлением основания в условиях, имитирующих условия практического процесса сульфитной варки, где использовались относительно небольшие значения TA/CA и длительный период реакции. (TA/CA = 4,5, 4 и 3,5 в течение 5 ч при 140 °C) для имитации практических процессов варки сульфитной кислоты. На рисунке 5 показаны результаты, полученные при предварительном гидролизе серной кислоты с добавлением основания, где использовались условия, при которых отношения ТА/СА были больше, чем те, которые применялись на рис.4 (TA/CA = 15, 10 и 8 в течение 1,5 ч при 140 °C). Выходы моносахаридов исследовали в этих условиях реакции, которые отличались от условий для обычного процесса сульфитной варки, поскольку было желательно уменьшить количество добавляемого основания и сократить период реакции, не влияя на выход моносахарида.

    Рис. 4. Выход D-ксилозы, D-маннозы и D-глюкозы в растворах для предварительного гидролиза при предварительном гидролизе исходной муки из древесины сосны лучистой (5 ч, 140 °C) с использованием серной кислоты (2.5% как SO 2 ) с добавлением основания. ——— без доочистки 4% серной кислотой, — — — — с доочисткой 4% серной кислотой

    Как видно из рис. 4, добавление основания (ТА/КА = 4,5) увеличивало выход гемицеллюлозных моносахаридов, D-ксилозы и D-маннозы, в то время как добавление большего количества основания (ТА/КА = 4,5) /CA = 4,0 и 3,5) снизили их урожайность. Выход D-глюкозы снижался с увеличением количества добавляемого основания. Было высказано предположение, что гидролиз целлюлозы подавляется добавлением основания.Было указано, что наибольший показатель ТА/КА является лучшим среди трех исследованных ТА/КА в качестве процесса предгидролиза в условиях, имитирующих реальный процесс сульфитной варки. Максимальные выходы D-ксилозы и D-маннозы составили около 84% и 87% в расчете на теоретическую основу соответственно. Удаление лигнина в этих прегидролизах серной кислоты составило около 85%. Большие значения TA/CA и более короткий период реакции, показанные на рис. 5, давали выходы моносахаридов, аналогичные или превышающие выходы, описанные на рис.4. Выходы D-ксилозы и D-маннозы составили около 89% и 97% в расчете на теоретическую основу соответственно. Удаление лигнина в этих случаях составило около 20%. Поскольку степень удаления лигнина не очень важна на стадии предварительного гидролиза из-за наличия последующего процесса варки целлюлозы для делигнификации, предполагается, что можно уменьшить количество добавляемого основания и сократить период реакции при предварительном гидролизе сернистой кислотой.

    Рис. 5. Выход D-ксилозы, D-маннозы и D-глюкозы в предгидролизных растворах при предгидролизе исходной древесины сосны лучистой (1.5 ч, 140 °C) мука с использованием серной кислоты (2,5% в виде SO 2 ) с добавлением основания. ——— без доочистки 4% серной кислотой

    Рис. 6. Корреляция между выходами D-глюкозы и D-маннозы в проведенных прегидролизах. Теоретический выход каждого моносахарида основан на максимальном выходе, рассчитанном на основе значения, указанного в таблице 1. ●: серная кислота, ○: 1% соляная кислота,  : 1% серная кислота

    Поскольку D-манноза является основным гемицеллюлозным моносахаридом в случае сосны лучистой, на стадии предварительного гидролиза желательно получить D-маннозу и D-глюкозу с как можно более высоким и как можно более низким выходом соответственно. На рисунке 6 показана корреляция между выходами D-глюкозы и D-маннозы в предварительных гидролизах, проведенных в этом исследовании. Ясно известно, что предварительный гидролиз серной кислоты дает более высокие выходы D-маннозы, чем предварительный гидролиз соляной и серной кислоты, когда эти три разные кислоты дают одинаковые выходы D-глюкозы, как и одна другая. Эти результаты показывают, что сернистая кислота выгодна в качестве реагента для предварительного гидролиза.

    Химическая варка остатков предварительного гидролиза и исходной древесной муки

    Было проведено множество опытов предварительного гидролиза в различных условиях с использованием трех кислот для подготовки остатков предварительного гидролиза, подвергаемых последующей химической варке целлюлозы.Десять остатков предварительного гидролиза, перечисленных в Таблице 2, были выбраны как те, которые должны быть подвергнуты последующей химической переработке, поскольку общий выход шести моносахаридов в этих 10 предварительных гидролизах был достаточно высоким, от 23,0 до 24,9 г на 100 г исходной сухой древесной муки. Среди 10 прегидролизов выход D-глюкозы был ниже в большинстве прегидролизов с серной кислотой, чем в прегидролизах с соляной и серной кислотами. 10 остатков предварительного гидролиза были в первую очередь подвергнуты методу с ацетатом альдита для определения их полисахаридного состава.Методы альдитолацетата для большинства остатков предварительного гидролиза серной кислоты давали более высокие выходы D-глюкозы, чем выходы для остатков предварительного гидролиза соляной и серной кислоты. Этот результат свидетельствует о том, что остатки предварительного гидролиза серной кислоты, особенно с добавлением основания, содержали целлюлозу в более высоких количествах, чем в остатках предварительного гидролиза соляной и серной кислот.

    Таблица 2. Условия предварительного гидролиза, применяемые к получению 10 остатков предварительного гидролиза, подвергающихся последующему варированию целлюлозы a

    a Анализ был повторен 2 раза для тех, у кого были стандартные отклонения.

    b отношение щелока к древесине: 20 л/кг в реакциях HCl и H 2 SO 4 , 7 л/кг в реакциях H 2 SO 3

    8

    c  как SO 2 , d  всего обнаружено 6 моносахаридов

    10 вышеописанных остатков предварительного гидролиза и исходная древесная мука были превращены в целлюлозу при различных условиях. В таблице 3 перечислены выходы, числа Каппа и количества D-глюкозы, высвобождаемой в полученных целлюлозах с использованием ацетата альдита.Исходная древесная мука была достаточно расщеплена в условиях варки сульфатной целлюлозы при содержании активной щелочи 33% и сульфидности 25%. Отсутствие варки в достаточной степени делигнифицирует остатки предварительного гидролиза соляной и серной кислоты. Однако содовая варка давала целлюлозу с достаточно низким числом Каппа и высоким выходом целлюлозы из остатков предварительного гидролиза, полученных при обработке серной кислотой с добавлением основания, хотя те же самые остатки не подвергались достаточной делигнификации при крафт-варке.

    Таблица 3. Условия варки, применяемые при приготовлении целлюлозы из 10 остатков предварительного гидролиза, и качество полученной целлюлозы a

    a Анализ был повторен 2 раза для тех, у кого были стандартные отклонения.

    b  на основе сухой древесной муки или остатка предварительного гидролиза в виде Na 2 O

    c  на основе сухой древесной муки или остатка перед гидролизом

    d  полученный из 100 г сухой пульпы методом альдитолацетата

    Не производится варка подготовленной целлюлозы с достаточно низкими числами Каппа из остатков предварительного гидролиза, полученных обработкой серной кислотой без добавления основания.Выход D-глюкозы составлял около 90 г или более, когда 100 г целлюлозы с достаточно низким числом каппа и высоким выходом целлюлозы подвергали методу с ацетатом альдита. Этот результат показывает, что содержание целлюлозы в этих целлюлозах было достаточно высоким. Показано, что предварительный гидролиз серной кислотой с добавлением основания с последующей содовой варкой дает пульпу с достаточно высоким выходом, низким числом Каппа и высоким содержанием целлюлозы.

    ВЫВОДЫ

    1. Предгидролиз серной кислотой древесной муки из сосны лучистой с добавлением основания и без него дает гемицеллюлозные моносахариды, D-маннозу и D-ксилозу с выходами, подобными или лучшими, чем выходы, полученные при предварительном гидролизе соляной и серной кислотой, достаточно подавляющем гидролиз целлюлозы.Было показано, что предварительный гидролиз серной кислоты с добавлением основания выгоден в качестве стадии предварительной обработки химической варки целлюлозы.
    2. Последующая содовая варка остатков сернокислотного предгидролиза с добавлением основания давала пульпы с достаточно низким числом каппа, высоким выходом пульпы и высоким содержанием целлюлозы. Показано, что предгидролиз сернистой кислоты с добавлением основания с последующей содовой варкой является хорошим методом эффективной утилизации полисахаридов древесины.

    ССЫЛКИ

    Борхардт, Л.Г. и Пайпер, К.В. (1970). «Метод газовой хроматографии для углеводов в виде альдитолацетатов», TAPPI 53(2), 257-260.

    Денс, CW (1992). «Определение лигнина», в: Methods in Lignin Chemistry , Lin, S.Y., and Dence, C.W. (ed.), Springer-Verlag, Berlin, стр. 33-61.

    Харт, Дж. С. (1985). «Сульфитное производство целлюлозы», в: Целлюлозно-бумажное производство , Vol. 4, Sulfite Science and Technology, Ingruber, O.V., Kocurek, MJ, and Wong, A. (eds.), Объединенный комитет по учебникам бумажной промышленности, TAPPI/CPPA, Atlanta, Ch.IX, стр. 283.

    Хендрикс, А.Т.В.М., и Зееман, Г. (2009). «Предварительная обработка для повышения усвояемости лигноцеллюлозной биомассы», Bioresour. Технол.  100(1), 10-18.

    Джонс, Т.М., и Альберше, П. (1972). «Газохроматографический метод определения компонентов альдозы и уроновой кислоты полисахаридов клеточной стенки растений», Plant Physiol . 49(6), 926-936.

    Каппа номер пульпы Т-236см-85 (1993).Комитет по свойствам целлюлозы отдела качества процессов и продукции TAPPI.

    Миссон М., Харон Р., Фадзир М., Камароддин А. и Амин Н.А.С. (2009). «Предварительная обработка пустых плодов пальмы для производства химикатов посредством каталитического пиролиза », Биоресурс. Технол.  100(11), 2867-2873.

    Огрен, К., Бура, Р., Саддлер, Дж., и Закки, Г. (2007). «Влияние удаления гемицеллюлозы и лигнина на ферментативный гидролиз предварительно обработанной паром кукурузной соломы. Биоресурс. Технол.  98(13), 2503-2510.

    Ши Ю., Йокояма Т., Акияма Т., Яширо М. и Мацумото Ю. (2012). «Кинетика разложения моносахаридов в соляной, серной и сернистой кислоте», BioResources 7(3), 4085-4097.

    Сильверстайн, Р. А., Чен, Ю., Шарма-Шиваппа, Р. Р., Бойетт, М. Д., и Осборн, Дж. (2007). «Сравнение методов химической предварительной обработки для улучшения осахаривания стеблей хлопчатника», Биоресурс. Технол. 98(16), 3000-3011.

    Xu, Z., Wang, Q.H., Jiang, Z.H., Yang, X.X., and Ji, Y.Z. (2007). «Ферментативный гидролиз предварительно обработанной соломы сои», Biomass Bioenergy 31(2-3), 162-167.

    Статья отправлена: 14 июня 2013 г.; Экспертная проверка завершена: 27 июля 2013 г.; Получена и принята исправленная версия: 30 июля 2013 г.; Опубликовано: 1 августа 2013 г.

    Комплексная утилизация остатков серной кислоты на малом химическом предприятии

    [1] Д.L Wu, SH Zhu, LM Ma, Z Wang. Охрана окружающей среды химической промышленности Vol. 24 (2004), стр. 135-137 (Приложение) (на китайском языке).

    [2] ИКС.Н Чжан. Сернокислотная промышленность Vol. 5 (1996), стр. 17-25 (на китайском языке).

    [3] Советский Союз. И. Л. Хакнелл г Вик. Издательство химической промышленности в Пекине (1990).

    [4] Проектный институт Maanshan Iron and Steel Co Ltd. China Foreign Medical Treatment Vol. 3 (1997), стр. 44 (на китайском языке).

    [5] Наньтунский металлургический завод. Получение железа из остатка серной кислоты (1976 г.), стр. 124-128 (на китайском языке).

    [6] Сталелитейный завод Weiyuan провинции Сычуань.Спекание и гранулирование Vol. 3 (1977), стр. 49-65 (на китайском языке).

    [7] С. Х. Чжу. Комплексное использование минерального сырья.2 (1998), стр. 16~19 (на китайском языке).

    [8] С. Дж. Ю., Х Чжань. Сычуаньская металлургия Том. 4 (1994), стр. 1~4 (на китайском языке).

    [9] ГРАММ.З Лу. Промышленность неорганической химии Vol. 3 (1995), стр. 32-35 (на китайском языке).

    [10] В. С. Ли, Дж. Ли. Нефтехимическое оборудование Том.6 (2007), стр. 47-49 (на китайском языке).

    [11] Л. И Инь. Ежемесячный выпуск журнала Science & Technology Vol. 6 (1997), стр. 31 ~ 33 (на китайском языке).

    [12] Z. W Zhang, JC Chen, X Li. Геология химических минералов, Vol. 3 (2004), стр. 181–185 (на китайском языке).

    [13] С.Л. Чжан, Т. С. Ма, З. С. Ву. Журнал молекулярной науки, Vol. 1 (1999), стр. 47~50 (на китайском языке).

    [14] P Chen, X. J Lv, X. Q Cui.Экспресс-информация горнодобывающей промышленности, Vol. 5 (2008), стр. 71-73 (на китайском языке).

    Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

    Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


    Настройка браузера на прием файлов cookie

    Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно.Ниже приведены наиболее распространенные причины:

    • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
    • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
    • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
    • Дата на вашем компьютере в прошлом.Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
    • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

    Почему этому сайту требуются файлы cookie?

    Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу.Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


    Что сохраняется в файле cookie?

    Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

    Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта.Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

    Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

    Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


    Настройка браузера на прием файлов cookie

    Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

    • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
    • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
    • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
    • Дата на вашем компьютере в прошлом.Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
    • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

    Почему этому сайту требуются файлы cookie?

    Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу.Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


    Что сохраняется в файле cookie?

    Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

    Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта.Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

    Эффективность серной кислоты при селективном выщелачивании скандия из бокситового остатка[v1]

    Препринт Статья Версия 1 Сохранено в портике. Эта версия не рецензируется.

    Версия 1 : Получено: 3 октября 2018 г. / Утверждено: 3 октября 2018 г. / В сети: 3 октября 2018 г. (17:10:03 CEST)

    Также существует рецензируемая статья этого препринта.

    Оксенкуэн-Петропоулу, М.; Цаканика, Л.-А.; Лимперопулу, Т .; Оксенкуэн, К.-М.; Хатцилиберис, К.; Георгиу, П.; Стергиопулос, К.; Серифи, О .; Цопелас, Ф. Эффективность серной кислоты при селективном выщелачивании скандия из бокситового остатка. Металлы 2018 , 8 , 915. Оксенкуэн-Петропулоу, М.; Цаканика, Л.-А.; Лимперопулу, Т .; Оксенкуэн, К.-М.; Хатцилиберис, К.; Георгиу, П.; Стергиопулос, К.; Серифи, О .; Цопелас, Ф. Эффективность серной кислоты при селективном выщелачивании скандия из бокситового остатка.Металлы 2018, 8, 915. Копировать

    Ссылка на журнал: Металлы 2018, 8, 915
    DOI: 10. 3390/met8110915

    Цитировать как:

    Оксенкуэн-Петропулоу, М.; Цаканика, Л.-А.; Лимперопулу, Т .; Оксенкуэн, К.-М.; Хатцилиберис, К.; Георгиу, П.; Стергиопулос, К.; Серифи, О .; Цопелас, Ф. Эффективность серной кислоты при селективном выщелачивании скандия из бокситового остатка. Металлы 2018 , 8 , 915. Оксенкуэн-Петропулоу, М.; Цаканика, Л.-А.; Лимперопулу, Т .; Оксенкуэн, К.-М.; Хатцилиберис, К.; Георгиу, П.; Стергиопулос, К.; Серифи, О .; Цопелас, Ф. Эффективность серной кислоты при селективном выщелачивании скандия из бокситового остатка. Металлы 2018, 8, 915. Копировать

    ОТМЕНИТЬ КОПИРОВАТЬ ДЕТАЛИ ЦИТАТА

    Абстрактный

    Остаток бокситов (BR) является многообещающим ресурсом для критических металлов и особенно скандия (Sc), редкого и дорогого металла, который все чаще применяется в передовых технологиях. В частности, состав греческого BR указывает на реальную возможность рентабельного извлечения Sc в условиях оптимизированного процесса выщелачивания и последующего использования передовых методов разделения. Выщелачивание минеральными кислотами является доминирующим выбором по сравнению с другими методами. В этом исследовании исследуются оптимизированные условия выщелачивания, установленные для извлечения скандия, с использованием серной кислоты как наиболее подходящей среди различных протестированных кислот, в контексте экономики процесса и экологических ограничений. Несколько переменных были изучены по отдельности или в сочетании, чтобы достичь высокой концентрации Sc в фильтрате, а также обеспечить селективность, особенно в отношении железа. Наиболее значимыми параметрами оказались соотношение твердой и жидкой фаз (Т/Ж), конечное значение рН, а также использование рециркуляции фильтрата на свежих партиях БР.Предлагаемый процесс с использованием серной кислоты с низкой молярностью кислоты в условиях окружающей среды был быстро интегрирован, что привело к высокому и селективному извлечению скандия. Предложена технологическая схема разработанного процесса выщелачивания в промышленных масштабах, основанная на непрерывном режиме работы.

    Ключевые слова

    бокситовый остаток; скандий; выщелачивание; серная кислота

    Тема

    МАТЕРИАЛОВЕДЕНИЕ, Металлургия

    Это статья в открытом доступе, распространяемая в соответствии с лицензией Creative Commons Attribution License, которая разрешает неограниченное использование, распространение и воспроизведение на любом носителе при условии правильного цитирования оригинальной работы.

    Комментарии (0)

    Мы приветствуем комментарии и отзывы широкого круга читателей. См. критерии для комментариев и наше заявление о разнообразии.


    что это?

    Добавьте запись об этом обзоре в Publons, чтобы отслеживать и демонстрировать свой опыт рецензирования в журналах со всего мира.

    ×

    Серная кислота, шлак, гипс и др. | Цветные металлы и химические продукты

    Цветные металлы и химические продукты

    Типы и стандарты качества

    Содержание серной кислоты Остаток при прокаливании Содержание железа
    Концентрированная серная кислота Серная кислота номинальная или выше 0. 05% или меньше 0,03% или меньше
    Разбавленная серная кислота
    Олеум (дымящая серная кислота) Номинальный ангидрид свободной серы или больше

    Удобрения, текстиль, бумага и целлюлоза, оксид титана, смола, сталь

    Типы, формы, размеры и т.д. Медный шлак
    Стандартный Состав: Fe от 35 до 45%, SiO 2 от 30 до 40%, Al 2 O 3 от 3 до 5%
    Размер зерна: от 0,3 до 5 мм
    Приложения Сырье для цемента (источник железа для клинкера), материал для пескоструйной обработки, портовые приложения (материал для заполнения кессонов, материал для уплотнения песка), вторичные бетонные изделия и мелкий заполнитель для товарного бетона
    Формы Синий кристаллический порошок
    Стандарт качества CuSO 4 , 5H 2 O≥98.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.

    2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
    тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск