Tableau de tous les acides. Classification, préparation et propriétés des acides. Interaction des acides avec les oxydes basiques et amphotères
Noms de certains acides et sels inorganiques
| Formules acides | Noms des acides | Noms des sels correspondants |
| HClO4 | chlore | perchlorates |
| HClO3 | hypochloreux | chlorates |
| HClO2 | chlorure | chlorites |
| HClO | hypochloreux | hypochlorites |
| H5IO6 | iode | périodes |
| HIO3 | iodique | iodates |
| H2SO4 | sulfurique | sulfates |
| H2SO3 | sulfureux | sulfites |
| H2S2O3 | thiosoufre | thiosulfates |
| H2S4O6 | tétrathionique | tétrathionates |
| HNO3 | azote | nitrates |
| HNO2 | azoté | nitrites |
| H3PO4 | orthophosphorique | orthophosphates |
| HPO3 | métaphosphorique | métaphosphates |
| H3PO3 | phosphoreux | phosphites |
| H3PO2 | phosphoreux | hypophosphites |
| H2CO3 | charbon | carbonates |
| H2SiO3 | silicium | silicates |
| HMnO4 | manganèse | permanganates |
| H2MnO4 | manganèse | manganates |
| H2CrO4 | chrome | chromates |
| H2Cr2O7 | dichrome | dichromates |
| HF | fluorure d'hydrogène (fluorure) | fluorures |
| HCl | chlorhydrique (chlorhydrique) | chlorures |
| HBr | bromhydrique | bromures |
| SALUT | iodure d'hydrogène | iodures |
| H2S | sulfure d'hydrogène | sulfures |
| HCN | cyanure d'hydrogène | cyanures |
| HOCN | cyan | cyanates |
Permettez-moi de vous rappeler brièvement exemples spécifiques comment appeler correctement les sels.
Exemple 1. Le sel K 2 SO 4 est formé d'un résidu d'acide sulfurique (SO 4) et de métal K. Les sels d'acide sulfurique sont appelés sulfates. K 2 SO 4 - sulfate de potassium.
Exemple 2. FeCl 3 - le sel contient du fer et le reste d'acide chlorhydrique(Cl). Nom du sel : chlorure de fer (III). Attention : dans dans ce cas il faut non seulement nommer le métal, mais aussi indiquer sa valence (III). Dans l’exemple précédent, cela n’était pas nécessaire puisque la valence du sodium est constante.
Important : le nom du sel ne doit indiquer la valence du métal que si le métal a une valence variable !
Exemple 3. Ba(ClO) 2 - le sel contient du baryum et le reste de l'acide hypochloreux (ClO). Nom du sel : hypochlorite de baryum. La valence du métal Ba dans tous ses composés est de deux ; il n'est pas nécessaire de l'indiquer.
Exemple 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Le groupe NH 4 est appelé ammonium, la valence de ce groupe est constante. Nom du sel : dichromate d'ammonium (dichromate).
Dans les exemples ci-dessus, nous n'avons rencontré que ce qu'on appelle. sels moyens ou normaux. Les sels acides, basiques, doubles et complexes, les sels d'acides organiques ne seront pas abordés ici.
Ce sont des substances qui se dissocient dans les solutions pour former des ions hydrogène.
Les acides sont classés selon leur force, leur basicité et la présence ou l'absence d'oxygène dans l'acide.
Par forceles acides sont divisés en forts et faibles. Les acides forts les plus importants sont le nitrique HNO 3, H2SO4 sulfurique et HCl chlorhydrique.
Selon la présence d'oxygène faire la distinction entre les acides contenant de l'oxygène ( HNO3, H3PO4 etc.) et les acides sans oxygène ( HCl, H 2 S, HCN, etc.).
Par basicité, c'est à dire. Selon le nombre d'atomes d'hydrogène dans une molécule d'acide qui peuvent être remplacés par des atomes métalliques pour former un sel, les acides sont divisés en acides monobasiques (par exemple, HNO 3, HCl), dibasique (H 2 S, H 2 SO 4), tribasique (H 3 PO 4), etc.
Les noms des acides sans oxygène sont dérivés du nom du non-métal avec l'ajout de la terminaison -hydrogène : HCl - acide hydrochlorique, H2S e - acide hydrosélénique, HCN - l'acide cyanhydrique.
Les noms des acides contenant de l'oxygène sont également formés à partir du nom russe de l'élément correspondant avec l'ajout du mot « acide ». Dans ce cas, le nom de l'acide dans lequel l'élément est dans l'état d'oxydation le plus élevé se termine par « naya » ou « ova », par exemple, H2SO4 - acide sulfurique, HClO4 - acide perchlorique, H3AsO4 - l'acide arsénique. Avec une diminution du degré d'oxydation de l'élément acidifiant, les terminaisons changent dans l'ordre suivant : « ovale » ( HClO3 - acide perchlorique), « solide » ( HClO2 - acide chloreux), « ovale » ( H O Cl - acide hypochloreux). Si un élément forme des acides alors qu'il n'est que dans deux états d'oxydation, alors le nom de l'acide correspondant à l'état d'oxydation le plus bas de l'élément reçoit la terminaison « iste » ( HNO3 - Acide nitrique, HNO2 - acide nitreux).
Tableau - Les acides les plus importants et leurs sels
|
Acide |
Noms des sels normaux correspondants |
|
|
Nom |
Formule |
|
|
Azote |
HNO3 |
Nitrates |
|
Azoté |
HNO2 |
Nitrites |
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Borique (orthoborique) |
H3BO3 |
Borates (orthoborates) |
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Bromhydrique |
Bromures |
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|
Iodhydrate |
Iodures |
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|
Silicium |
H2SiO3 |
Silicates |
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Manganèse |
HMnO4 |
Permanganates |
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Métaphosphorique |
HPO3 |
Métaphosphates |
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Arsenic |
H3AsO4 |
Arsénates |
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Arsenic |
H3AsO3 |
Arsénites |
|
Orthophosphorique |
H3PO4 |
Orthophosphates (phosphates) |
|
Diphosphorique (pyrophosphorique) |
H4P2O7 |
Diphosphates (pyrophosphates) |
|
Dichrome |
H2Cr2O7 |
Dichromates |
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Sulfurique |
H2SO4 |
Sulfates |
|
Sulfureux |
H2SO3 |
Sulfites |
|
Charbon |
H2CO3 |
Carbonates |
|
Phosphoreux |
H3PO3 |
Phosphites |
|
Fluorhydrique (fluorique) |
Fluorures |
|
|
Chlorhydrique (sel) |
Chlorures |
|
|
Chlore |
HClO4 |
Perchlorates |
|
Chloreux |
HClO3 |
Chlorates |
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Hypochloreux |
HClO |
Hypochlorites |
|
Chrome |
H2CrO4 |
Chromates |
|
Cyanure d'hydrogène (cyanique) |
Cyanure |
|
Obtention d'acides
1. Les acides sans oxygène peuvent être obtenus par combinaison directe de non-métaux avec de l'hydrogène :
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S H 2 S.
2. Les acides contenant de l'oxygène peuvent souvent être obtenus en combinant directement des oxydes d'acide avec de l'eau :
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4,
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,
P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3.
3. Les acides sans oxygène et contenant de l'oxygène peuvent être obtenus par des réactions d'échange entre des sels et d'autres acides :
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.
4. Dans certains cas, des réactions redox peuvent être utilisées pour produire des acides :
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.
Propriétés chimiques des acides
1. La propriété chimique la plus caractéristique des acides est leur capacité à réagir avec des bases (ainsi qu'avec des oxydes basiques et amphotères) pour former des sels, par exemple :
H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,
2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O.
2. La capacité d'interagir avec certains métaux dans la série de tensions jusqu'à l'hydrogène, avec libération d'hydrogène :
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. Avec les sels, s'il se forme un sel légèrement soluble ou une substance volatile :
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2,
2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2+ 2H2O.
Notez que les acides polybasiques se dissocient progressivement et que la facilité de dissociation à chaque étape diminue donc, pour les acides polybasiques, au lieu de sels moyens, des sels acides se forment souvent (en cas d'excès de l'acide réagissant) :
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.
4. Un cas particulier d'interaction acido-basique est la réaction d'acides avec des indicateurs, entraînant un changement de couleur, utilisée depuis longtemps pour la détection qualitative des acides dans les solutions. Ainsi, le tournesol change de couleur dans un environnement acide en rouge.
5. Lorsqu'ils sont chauffés, les acides contenant de l'oxygène se décomposent en oxyde et en eau (de préférence en présence d'un agent déshydratant P2O5) :
H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3,
H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2.
M.V. Andryukhova, L.N. Borodine
Les substances complexes constituées d'atomes d'hydrogène et d'un résidu acide sont appelées acides minéraux ou inorganiques. Le résidu acide est constitué d'oxydes et de non-métaux combinés à de l'hydrogène. La principale propriété des acides est leur capacité à former des sels.
Classification
La formule de base des acides minéraux est H n Ac, où Ac est le résidu acide. Selon la composition du résidu acide, on distingue deux types d'acides :
- oxygène contenant de l'oxygène;
- sans oxygène, composé uniquement d'hydrogène et de non-métal.
Liste principale acides inorganiques selon le type est présenté dans le tableau.
|
Taper |
Nom |
Formule |
|
Oxygène |
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|
Azoté |
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Dichrome |
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Iodé |
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Silicium - métasilicium et orthosilicium |
H 2 SiO 3 et H 4 SiO 4 |
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Manganèse |
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Manganèse |
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Métaphosphorique |
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Arsenic |
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Orthophosphorique |
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Sulfureux |
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Thiosulfure |
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Tétrathionique |
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Charbon |
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Phosphoreux |
||
|
Phosphoreux |
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Chloreux |
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Chlorure |
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Hypochloreux |
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|
Chrome |
||
|
Cyan |
||
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Sans oxygène |
Fluorhydrique (fluorique) |
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Chlorhydrique (sel) |
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Bromhydrique |
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|
Hydroiode |
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|
Sulfure d'hydrogène |
||
|
Cyanure d'hydrogène |
De plus, selon leurs propriétés, les acides sont classés selon les critères suivants :
- solubilité: soluble (HNO 3, HCl) et insoluble (H 2 SiO 3) ;
- volatilité: volatils (H 2 S, HCl) et non volatils (H 2 SO 4, H 3 PO 4) ;
- degré de dissociation: fort (HNO 3) et faible (H 2 CO 3).
Riz. 1. Schéma de classification des acides.
Des noms traditionnels et triviaux sont utilisés pour désigner les acides minéraux. Les noms traditionnels correspondent au nom de l'élément qui forme l'acide avec l'ajout des morphèmes -naya, -ovaya, ainsi que -istaya, -novataya, -novataya pour indiquer le degré d'oxydation.
Reçu
Les principales méthodes de production d'acides sont présentées dans le tableau.
Propriétés
La plupart des acides sont des liquides au goût aigre. Les acides tungstique, chromique, borique et plusieurs autres acides sont à l'état solide lorsque conditions normales. Certains acides (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) n'existent que sous la forme solution aqueuse et sont classés comme acides faibles.
Riz. 2. Acide chromique.
Les acides sont des substances actives qui réagissent :
- avec des métaux :
Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2;
- avec des oxydes :
CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O;
- avec socle :
H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O;
- avec des sels :
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O.
Toutes les réactions s'accompagnent de la formation de sels.
Une réaction qualitative avec un changement de couleur de l'indicateur est possible :
- le tournesol devient rouge;
- orange de méthyle - au rose;
- la phénolphtaléine ne change pas.
Riz. 3. Couleurs des indicateurs lorsque l'acide réagit.
Les propriétés chimiques des acides minéraux sont déterminées par leur capacité à se dissocier dans l'eau pour former des cations hydrogène et des anions de résidus hydrogène. Les acides qui réagissent de manière irréversible avec l’eau (se dissocient complètement) sont dits forts. Ceux-ci comprennent le chlore, l'azote, le soufre et le chlorure d'hydrogène.
Qu'avons-nous appris ?
Les acides inorganiques sont formés d’hydrogène et d’un résidu acide, qui est un atome non métallique ou un oxyde. Selon la nature du résidu acide, les acides sont classés en acides sans oxygène et contenant de l'oxygène. Tous les acides ont un goût aigre et sont capables de se dissocier en milieu aqueux (se décomposant en cations et anions). Les acides sont obtenus à partir de substances simples, d'oxydes et de sels. Lorsqu'ils interagissent avec des métaux, des oxydes, des bases et des sels, les acides forment des sels.
Test sur le sujet
Évaluation du rapport
note moyenne: 4.4. Notes totales reçues : 120.
| Formules acides | Noms des acides | Noms des sels correspondants |
| HClO4 | chlore | perchlorates |
| HClO3 | hypochloreux | chlorates |
| HClO2 | chlorure | chlorites |
| HClO | hypochloreux | hypochlorites |
| H5IO6 | iode | périodes |
| HIO3 | iodique | iodates |
| H2SO4 | sulfurique | sulfates |
| H2SO3 | sulfureux | sulfites |
| H2S2O3 | thiosoufre | thiosulfates |
| H2S4O6 | tétrathionique | tétrathionates |
| HNO3 | azote | nitrates |
| HNO2 | azoté | nitrites |
| H3PO4 | orthophosphorique | orthophosphates |
| HPO3 | métaphosphorique | métaphosphates |
| H3PO3 | phosphoreux | phosphites |
| H3PO2 | phosphoreux | hypophosphites |
| H2CO3 | charbon | carbonates |
| H2SiO3 | silicium | silicates |
| HMnO4 | manganèse | permanganates |
| H2MnO4 | manganèse | manganates |
| H2CrO4 | chrome | chromates |
| H2Cr2O7 | dichrome | dichromates |
| HF | fluorure d'hydrogène (fluorure) | fluorures |
| HCl | chlorhydrique (chlorhydrique) | chlorures |
| HBr | bromhydrique | bromures |
| SALUT | iodure d'hydrogène | iodures |
| H2S | sulfure d'hydrogène | sulfures |
| HCN | cyanure d'hydrogène | cyanures |
| HOCN | cyan | cyanates |
Permettez-moi de vous rappeler brièvement, à l'aide d'exemples spécifiques, comment les sels doivent être appelés correctement.
Exemple 1. Le sel K 2 SO 4 est formé d'un résidu d'acide sulfurique (SO 4) et de métal K. Les sels d'acide sulfurique sont appelés sulfates. K 2 SO 4 - sulfate de potassium.
Exemple 2. FeCl 3 - le sel contient du fer et un résidu d'acide chlorhydrique (Cl). Nom du sel : chlorure de fer (III). Attention : dans ce cas il faut non seulement nommer le métal, mais aussi indiquer sa valence (III). Dans l’exemple précédent, cela n’était pas nécessaire puisque la valence du sodium est constante.
Important : le nom du sel ne doit indiquer la valence du métal que si le métal a une valence variable !
Exemple 3. Ba(ClO) 2 - le sel contient du baryum et le reste de l'acide hypochloreux (ClO). Nom du sel : hypochlorite de baryum. La valence du métal Ba dans tous ses composés est de deux ; il n'est pas nécessaire de l'indiquer.
Exemple 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Le groupe NH 4 est appelé ammonium, la valence de ce groupe est constante. Nom du sel : dichromate d'ammonium (dichromate).
Dans les exemples ci-dessus, nous n'avons rencontré que ce qu'on appelle. sels moyens ou normaux. Les sels acides, basiques, doubles et complexes, les sels d'acides organiques ne seront pas abordés ici.
Si vous êtes intéressé non seulement par la nomenclature des sels, mais aussi par les méthodes de leur préparation et Propriétés chimiques, je recommande de se tourner vers les sections pertinentes de l'ouvrage de référence de chimie : "
| Sans oxygène : | Basicité | Nom du sel |
| HCl - chlorhydrique (chlorhydrique) | monobasique | chlorure |
| HBr - bromhydrique | monobasique | bromure |
| HI - iodhydrate | monobasique | iodure |
| HF - fluorhydrique (fluorique) | monobasique | fluorure |
| H 2 S - sulfure d'hydrogène | dibasique | sulfure |
| Contenant de l'oxygène : | ||
| HNO 3 – azote | monobasique | nitrate |
| H 2 SO 3 - sulfureux | dibasique | sulfite |
| H 2 SO 4 – sulfurique | dibasique | sulfate |
| H 2 CO 3 - charbon | dibasique | carbonate |
| H 2 SiO 3 - silicium | dibasique | silicate |
| H 3 PO 4 - orthophosphorique | tribasique | orthophosphate |
Sels – substances complexes constituées d’atomes métalliques et de résidus acides. Il s'agit de la classe de composés inorganiques la plus nombreuse.
Classification. Par composition et propriétés : moyen, acide, basique, double, mixte, complexe
Sels moyens sont des produits de remplacement complet des atomes d'hydrogène d'un acide polybasique par des atomes métalliques.
Lors de la dissociation, seuls des cations métalliques (ou NH 4 +) sont produits. Par exemple:
Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO
CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -
Sels acides sont des produits du remplacement incomplet des atomes d'hydrogène d'un acide polybasique par des atomes métalliques.
Lors de leur dissociation, ils donnent des cations métalliques (NH 4 +), des ions hydrogène et des anions du résidu acide, par exemple :
NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO .
Sels basiques sont des produits de remplacement incomplet des groupes OH - la base correspondante avec des résidus acides.
Lors de leur dissociation, ils donnent des cations métalliques, des anions hydroxyle et un résidu acide.
Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .
Sels doubles contiennent deux cations métalliques et, lors de la dissociation, donnent deux cations et un anion.
KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO
Sels complexes contiennent des cations ou des anions complexes.
Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -
Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -
Relation génétique entre différentes classes de composés
PARTIE EXPÉRIMENTALE
Équipements et ustensiles: support avec tubes à essai, lave-linge, lampe à alcool.
Réactifs et matériaux: phosphore rouge, oxyde de zinc, granulés de Zn, poudre de chaux éteinte Ca(OH) 2, solutions 1 mol/dm 3 de NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HСl, H 2 SO 4, papier indicateur universel, solution de phénolphtaléine, méthylorange, eau distillée.
Demande de service
1. Versez l'oxyde de zinc dans deux tubes à essai ; ajoutez une solution acide (HCl ou H 2 SO 4) à l'une et une solution alcaline (NaOH ou KOH) à l'autre et chauffez légèrement sur une lampe à alcool.
Observations : L'oxyde de zinc se dissout-il dans une solution acide et alcaline ?
Écrire des équations
Conclusions : 1. À quel type d’oxyde appartient le ZnO ?
2. Quelles propriétés ont les oxydes amphotères ?
Préparation et propriétés des hydroxydes
2.1. Trempez la pointe de la bande indicatrice universelle dans la solution alcaline (NaOH ou KOH). Comparez la couleur obtenue de la bande indicatrice avec l'échelle de couleurs standard.
Observations : Enregistrez la valeur du pH de la solution.
2.2. Prenez quatre tubes à essai, versez 1 ml de solution de ZnSO 4 dans le premier, CuSO 4 dans le second, AlCl 3 dans le troisième et FeCl 3 dans le quatrième. Ajouter 1 ml de solution de NaOH dans chaque tube à essai. Écrivez des observations et des équations pour les réactions qui se produisent.
Observations : Des précipitations se produisent-elles lorsqu'un alcali est ajouté à une solution saline ? Indiquez la couleur du sédiment.
Écrire des équations réactions se produisant (sous forme moléculaire et ionique).
Conclusions : Comment préparer des hydroxydes métalliques ?
2.3. Transférer la moitié des sédiments obtenus dans l'expérience 2.2 dans d'autres tubes à essai. Traitez une partie du sédiment avec une solution de H 2 SO 4 et l'autre avec une solution de NaOH.
Observations : La dissolution des précipités se produit-elle lorsque des alcalis et des acides sont ajoutés aux précipités ?
Écrire des équations réactions se produisant (sous forme moléculaire et ionique).
Conclusions : 1. Quels types d'hydroxydes sont Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 3 ?
2. Quelles propriétés ont les hydroxydes amphotères ?
Obtention de sels.
3.1. Versez 2 ml de solution de CuSO 4 dans un tube à essai et plongez un ongle nettoyé dans cette solution. (La réaction est lente, des changements à la surface de l'ongle apparaissent après 5 à 10 minutes).
Observations : Y a-t-il des changements à la surface de l’ongle ? Qu'est-ce qui est déposé ?
Écrivez l’équation de la réaction redox.
Conclusions : Compte tenu de la gamme de contraintes métalliques, indiquez la méthode d'obtention des sels.
3.2. Placez un granule de zinc dans un tube à essai et ajoutez une solution de HCl.
Observations : Y a-t-il un dégagement de gaz ?
Écrivez l'équation
Conclusions : Expliquer cette méthode obtenir des sels ?
3.3. Versez un peu de poudre de chaux éteinte Ca(OH) 2 dans un tube à essai et ajoutez une solution de HCl.
Observations : Y a-t-il un dégagement de gaz ?
Écrivez l'équation la réaction en cours (sous forme moléculaire et ionique).
Conclusion: 1. Quel type de réaction est l’interaction entre un hydroxyde et un acide ?
2. Quelles substances sont les produits de cette réaction ?
3.5. Versez 1 ml de solutions salines dans deux tubes à essai : dans le premier - sulfate de cuivre, dans le second - chlorure de cobalt. Ajouter aux deux tubes à essai goutte à goutte solution d'hydroxyde de sodium jusqu'à formation de précipitation. Ajoutez ensuite l'excès d'alcali dans les deux tubes à essai.
Observations : Indiquer les changements de couleur des précipitations dans les réactions.
Écrivez l'équation la réaction en cours (sous forme moléculaire et ionique).
Conclusion: 1. À la suite de quelles réactions se forment des sels basiques ?
2. Comment convertir des sels basiques en sels moyens ?
1. À partir des substances répertoriées, notez les formules des sels, bases, acides : Ca(OH) 2, Ca(NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH
Zn(OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4.
2. Indiquez les formules des oxydes correspondant aux substances répertoriées H 2 SO 4, H 3 AsO 3, Bi(OH) 3, H 2 MnO 4, Sn(OH) 2, KOH, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, Ge( OH) 4 .
3. Quels hydroxydes sont amphotères ? Notez les équations de réaction caractérisant l'amphotéricité de l'hydroxyde d'aluminium et de l'hydroxyde de zinc.
4. Lequel des composés suivants interagira par paires : P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Écrivez les équations des réactions possibles.
Travail de laboratoire n°2 (4 heures)
Sujet: Analyse qualitative des cations et des anions
Cible: maîtriser la technique de conduite de réactions qualitatives et de groupe sur les cations et les anions.
PARTIE THÉORIQUE
La tâche principale de l'analyse qualitative est d'établir composition chimique substances trouvées dans divers objets ( matériel biologique, médicaments, produits alimentaires, objets environnement). Ce travail examine l'analyse qualitative des substances inorganiques qui sont des électrolytes, c'est-à-dire essentiellement l'analyse qualitative des ions. Parmi l'ensemble des ions présents, les plus importants en termes médicaux et biologiques ont été sélectionnés : (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K +, Mg 2+, Cl -, PO , CO, etc. ). Beaucoup de ces ions font partie de divers médicaments et produits alimentaires.
Dans l'analyse qualitative, toutes les réactions possibles ne sont pas utilisées, mais uniquement celles qui s'accompagnent d'un effet analytique clair. Les effets analytiques les plus courants : apparition d'une nouvelle couleur, dégagement de gaz, formation d'un précipité.
Il existe deux approches fondamentalement différentes de l’analyse qualitative : fractionné et systématique . En analyse systématique, des réactifs de groupe sont nécessairement utilisés pour séparer les ions présents en groupes distincts, et dans certains cas en sous-groupes. Pour ce faire, certains ions sont convertis en composés insolubles et certains ions sont laissés en solution. Après avoir séparé le précipité de la solution, ils sont analysés séparément.
Par exemple, la solution contient des ions A1 3+, Fe 3+ et Ni 2+. Si cette solution est exposée à un excès d'alcali, un précipité de Fe(OH) 3 et de Ni(OH) 2 précipite, et les ions [A1(OH) 4 ] - restent dans la solution. Le précipité contenant des hydroxydes de fer et de nickel se dissoudra partiellement lorsqu'il sera traité avec de l'ammoniac en raison du passage à une solution 2+. Ainsi, en utilisant deux réactifs - alcali et ammoniac, deux solutions ont été obtenues : l'une contenait des ions [A1(OH) 4 ] -, l'autre contenait des ions 2+ et un précipité Fe(OH) 3. A l'aide de réactions caractéristiques, la présence de certains ions est alors prouvée dans les solutions et dans le précipité qu'il faut d'abord dissoudre.
L'analyse systématique est principalement utilisée pour la détection d'ions dans des mélanges complexes à plusieurs composants. C'est très laborieux, mais son avantage réside dans la formalisation aisée de toutes les actions qui s'inscrivent dans un schéma clair (méthodologie).
Pour effectuer une analyse fractionnaire, seules les réactions caractéristiques sont utilisées. Évidemment, la présence d’autres ions peut fausser considérablement les résultats de la réaction (chevauchement des couleurs, précipitations indésirables, etc.). Pour éviter cela, l'analyse fractionnaire utilise principalement des réactions très spécifiques qui donnent un effet analytique avec un petit nombre d'ions. Pour réussir les réactions, il est très important de maintenir certaines conditions, notamment le pH. Très souvent, en analyse fractionnée, il est nécessaire de recourir au masquage, c'est-à-dire à la conversion des ions en composés incapables de produire un effet analytique avec le réactif sélectionné. Par exemple, la diméthylglyoxime est utilisée pour détecter l’ion nickel. L'ion Fe 2+ donne un effet analytique similaire à ce réactif. Pour détecter Ni 2+, l'ion Fe 2+ est transféré à un complexe fluorure stable 4- ou oxydé en Fe 3+, par exemple avec du peroxyde d'hydrogène.
L'analyse fractionnée est utilisée pour détecter les ions dans des mélanges plus simples. Le temps d'analyse est considérablement réduit, mais en même temps, l'expérimentateur doit avoir une connaissance plus approfondie des modèles d'écoulement. réactions chimiques, puisque prendre en compte dans une technique spécifique tous cas possibles L'influence mutuelle des ions sur la nature des effets analytiques observés est assez difficile.
Dans la pratique analytique, ce qu'on appelle fractionnaire-systématique méthode. Avec cette approche, un nombre minimum de réactifs de groupe est utilisé, ce qui permet de définir des tactiques d'analyse dans Plan général, qui est ensuite réalisée selon la méthode fractionnaire.
Selon la technique de conduite des réactions analytiques, on distingue les réactions : sédimentaires ; microcristalscopique; accompagné du dégagement de produits gazeux ; réalisé sur papier; extraction; coloré dans des solutions; coloration de la flamme.
Lors de la réalisation de réactions sédimentaires, la couleur et la nature du précipité (cristallin, amorphe) doivent être relevées si nécessaire, des tests complémentaires sont effectués : la solubilité du précipité est vérifiée en milieu fort et amorphe ; acides faibles, alcalis et ammoniaque, excès de réactif. Lors de réactions accompagnées de dégagement de gaz, sa couleur et son odeur sont notées. Dans certains cas, des tests complémentaires sont effectués.
Par exemple, si l’on soupçonne que le gaz libéré est du monoxyde de carbone (IV), il passe dans un excès d’eau de chaux.
Dans les analyses fractionnaires et systématiques, les réactions au cours desquelles une nouvelle couleur apparaît sont largement utilisées, il s'agit le plus souvent de réactions de complexation ou de réactions redox.
Dans certains cas, il est pratique d’effectuer de telles réactions sur papier (réactions en gouttelettes). Réactifs qui ne se décomposent pas conditions normales, appliqué au papier à l’avance. Ainsi, pour détecter le sulfure d'hydrogène ou les ions sulfure, on utilise du papier imprégné de nitrate de plomb [le noircissement se produit en raison de la formation de sulfure de plomb (II)]. De nombreux agents oxydants sont détectés à l'aide de papier amidon iodé, c'est-à-dire papier imbibé de solutions d'iodure de potassium et d'amidon. Dans la plupart des cas, les réactifs nécessaires sont appliqués sur le papier lors de la réaction, par exemple de l'alizarine pour l'ion A1 3+, du cupron pour l'ion Cu 2+, etc. Pour rehausser la couleur, une extraction dans un solvant organique est parfois utilisée. Pour les tests préliminaires, des réactions de couleur de flamme sont utilisées.