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.
La liste principale des acides inorganiques selon leur type est présentée 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 |
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Phosphoreux |
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Chloreux |
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Chlorure |
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Hypochloreux |
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Chrome |
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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 |
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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 forme de solution aqueuse et sont classés parmi les 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.
Possible réaction qualitative avec changement de couleur de l'indicateur :
- 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.
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Acides sont des substances complexes dont les molécules comprennent des atomes d'hydrogène qui peuvent être remplacés ou échangés contre des atomes métalliques et un résidu acide.
En fonction de la présence ou de l'absence d'oxygène dans la molécule, les acides sont divisés en acides contenant de l'oxygène.(H2SO4 acide sulfurique, H 2 SO 3 acide sulfureux, HNO 3 Acide nitrique, H3PO4 acide phosphorique, acide carbonique H 2 CO 3, acide silicique H 2 SiO 3) et sans oxygène(Acide fluorhydrique HF, acide chlorhydrique HCl (acide chlorhydrique), acide bromhydrique HBr, acide iodhydrique HI, acide sulfure d'hydrogène H 2 S).
Selon le nombre d'atomes d'hydrogène dans la molécule d'acide, les acides sont monobasiques (avec 1 atome d'H), dibasiques (avec 2 atomes d'H) et tribasiques (avec 3 atomes d'H). Par exemple, l'acide nitrique HNO 3 est monobasique, puisque sa molécule contient un atome d'hydrogène, l'acide sulfurique H 2 SO 4 – dibasique, etc.
Il existe très peu de composés inorganiques contenant quatre atomes d’hydrogène pouvant être remplacés par un métal.
La partie d’une molécule acide sans hydrogène est appelée résidu acide.
Résidus acides peut être constitué d'un atome (-Cl, -Br, -I) - ce sont de simples résidus acides, ou ils peuvent être constitués d'un groupe d'atomes (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - ce sont des résidus complexes.
Dans les solutions aqueuses, lors des réactions d'échange et de substitution, les résidus acides ne sont pas détruits :
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Le mot anhydride signifie anhydre, c'est-à-dire un acide sans eau. Par exemple,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Les acides anoxiques n'ont pas d'anhydrides.
Les acides tirent leur nom du nom de l'élément acidogène (agent acidogène) avec l'ajout des terminaisons « naya » et moins souvent « vaya » : H 2 SO 4 - sulfurique ; H 2 SO 3 – charbon ; H 2 SiO 3 – silicium, etc.
L'élément peut former plusieurs acides oxygénés. Dans ce cas, les terminaisons indiquées dans les noms d'acides seront lorsque l'élément présente une valence plus élevée (la molécule d'acide contient une teneur élevée en atomes d'oxygène). Si l'élément présente une valence inférieure, la terminaison du nom de l'acide sera « vide » : HNO 3 - nitrique, HNO 2 - azoté.
Les acides peuvent être obtenus en dissolvant des anhydrides dans l'eau. Si les anhydrides sont insolubles dans l'eau, l'acide peut être obtenu par action d'un autre acide plus fort sur le sel de l'acide recherché. Cette méthode est typique à la fois pour l'oxygène et acides sans oxygène. Les acides sans oxygène sont également obtenus par synthèse directe à partir d'hydrogène et d'un non-métal, suivie de la dissolution du composé obtenu dans l'eau :
H 2 + Cl 2 → 2 HCl;
H2 + S → H2S.
Les solutions des substances gazeuses résultantes HCl et H 2 S sont des acides.
À conditions normales les acides se présentent à la fois à l’état liquide et solide.
Propriétés chimiques des acides
Les solutions acides agissent sur des indicateurs. Tous les acides (sauf silicique) sont hautement solubles dans l'eau. Substances spéciales - les indicateurs vous permettent de déterminer la présence d'acide.
Les indicateurs sont des substances de structure complexe. Ils changent de couleur en fonction de leur interaction avec différents produits chimiques. Dans les solutions neutres, ils ont une couleur, dans les solutions de bases, ils ont une autre couleur. Lorsqu'ils interagissent avec un acide, ils changent de couleur : l'indicateur méthylorange devient rouge et l'indicateur tournesol devient également rouge.
Interagir avec les bases avec formation d'eau et de sel, qui contient un résidu acide inchangé (réaction de neutralisation) :
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Interagir avec les oxydes de base avec formation d'eau et de sel (réaction de neutralisation). Le sel contient le résidu acide de l'acide qui a été utilisé dans la réaction de neutralisation :
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Interagissez avec les métaux. Pour que les acides interagissent avec les métaux, certaines conditions doivent être remplies :
1. le métal doit être suffisamment actif vis-à-vis des acides (dans la série d'activité des métaux il doit être situé avant l'hydrogène). Plus un métal se situe vers la gauche dans la série d'activités, plus il interagit intensément avec les acides ;
2. l'acide doit être suffisamment fort (c'est-à-dire capable de donner des ions hydrogène H +).
En cas de fuite réactions chimiques acides avec des métaux, un sel se forme et de l'hydrogène est libéré (sauf pour l'interaction des métaux avec les acides nitrique et sulfurique concentré) :
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
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Classification des substances inorganiques avec des exemples de composés
Analysons maintenant plus en détail le schéma de classification présenté ci-dessus.
Comme nous le voyons, tout d'abord, toutes les substances inorganiques sont divisées en simple Et complexe:
Substances simples Ce sont des substances formées d’atomes d’un seul élément chimique. Par exemple, les substances simples sont l'hydrogène H2, l'oxygène O2, le fer Fe, le carbone C, etc.
Parmi les substances simples, il y a les métaux, non-métaux Et gaz nobles:
Les métaux formé d'éléments chimiques situés en dessous de la diagonale bore-astatine, ainsi que de tous les éléments situés dans les groupes latéraux.
gaz nobles formé d'éléments chimiques du groupe VIIIA.
Non-métaux sont formés respectivement par des éléments chimiques situés au-dessus de la diagonale bore-astatine, à l'exception de tous les éléments des sous-groupes latéraux et des gaz rares situés dans le groupe VIIIA :
Les noms des substances simples coïncident le plus souvent avec les noms des éléments chimiques dont ils sont formés. Cependant, pour de nombreux éléments chimiques, le phénomène d’allotropie est répandu. L'allotropie est le phénomène où l'on élément chimique capable de former plusieurs substances simples. Par exemple, dans le cas de l'élément chimique oxygène, l'existence de composés moléculaires de formules O 2 et O 3 est possible. La première substance est généralement appelée oxygène au même titre que l'élément chimique dont les atomes sont formés, et la deuxième substance (O 3) est généralement appelée ozone. La substance simple carbone peut désigner n'importe laquelle de ses modifications allotropiques, par exemple le diamant, le graphite ou les fullerènes. La substance simple phosphore peut être comprise comme ses modifications allotropiques, telles que le phosphore blanc, le phosphore rouge, le phosphore noir.
Substances complexes
Substances complexes sont des substances formées par des atomes de deux ou plusieurs éléments chimiques.
Par exemple, les substances complexes sont l'ammoniac NH 3, l'acide sulfurique H 2 SO 4, la chaux éteinte Ca (OH) 2 et d'innombrables autres.
Parmi les substances inorganiques complexes, on distingue 5 grandes classes, à savoir les oxydes, les bases, les hydroxydes amphotères, les acides et les sels :
Oxydes - des substances complexes formées de deux éléments chimiques dont l'un est l'oxygène à l'état d'oxydation -2.
La formule générale des oxydes peut s'écrire E x O y, où E est le symbole d'un élément chimique.
Nomenclature des oxydes
Le nom de l’oxyde d’un élément chimique repose sur le principe :
Par exemple:
Fe 2 O 3 - oxyde de fer (III); CuO-oxyde de cuivre (II); N 2 O 5 - oxyde nitrique (V)
Vous pouvez souvent trouver des informations selon lesquelles la valence d'un élément est indiquée entre parenthèses, mais ce n'est pas le cas. Ainsi, par exemple, l'état d'oxydation de l'azote N 2 O 5 est de +5 et la valence, assez curieusement, est de quatre.
Si un élément chimique a un seul état d'oxydation positif dans les composés, alors l'état d'oxydation n'est pas indiqué. Par exemple:
Na 2 O - oxyde de sodium; H 2 O - oxyde d'hydrogène; ZnO - oxyde de zinc.
Classement des oxydes
Les oxydes, selon leur capacité à former des sels lorsqu'ils interagissent avec des acides ou des bases, sont divisés en conséquence en formant du sel Et non salifiant.
Il existe peu d'oxydes non salifiants ; ils sont tous formés par des non-métaux à l'état d'oxydation +1 et +2. Il convient de retenir la liste des oxydes non salifiants : CO, SiO, N 2 O, NO.
Les oxydes salifiants, à leur tour, sont divisés en basique, acide Et amphotère.
Oxydes basiques Ce sont des oxydes qui, lorsqu'ils réagissent avec des acides (ou oxydes d'acide), forment des sels. Les oxydes basiques comprennent les oxydes métalliques à l'état d'oxydation +1 et +2, à l'exception des oxydes BeO, ZnO, SnO, PbO.
Oxydes acides Ce sont des oxydes qui, lorsqu'ils réagissent avec des bases (ou oxydes basiques), forment des sels. Les oxydes acides sont presque tous les oxydes de non-métaux à l'exception du CO, NO, N 2 O, SiO non salifiants, ainsi que tous les oxydes métalliques aux états d'oxydation élevés (+5, +6 et +7).
Oxydes amphotères sont appelés oxydes qui peuvent réagir à la fois avec les acides et les bases et, à la suite de ces réactions, former des sels. De tels oxydes présentent une double nature acide-base, c'est-à-dire qu'ils peuvent présenter les propriétés des oxydes acides et basiques. Les oxydes amphotères comprennent les oxydes métalliques dans les états d'oxydation +3, +4, ainsi que les oxydes BeO, ZnO, SnO et PbO à titre d'exception.
Certains métaux peuvent former les trois types d’oxydes salifiants. Par exemple, le chrome forme l'oxyde basique CrO, l'oxyde amphotère Cr 2 O 3 et l'oxyde acide CrO 3.
Comme vous pouvez le constater, les propriétés acido-basiques des oxydes métalliques dépendent directement du degré d'oxydation du métal dans l'oxyde : que plus de diplôme oxydation, plus les propriétés acides sont prononcées.
Terrains
Terrains - les composés de formule Me(OH) x, où X le plus souvent égal à 1 ou 2.
Classement des bases
Les bases sont classées selon le nombre de groupes hydroxyles dans une unité structurelle.
Bases avec un groupe hydroxo, c'est-à-dire le type MeOH est appelé bases monoacides, avec deux groupes hydroxo, c'est-à-dire tapez Me(OH) 2, respectivement, diacide etc.
Les bases sont également divisées en solubles (alcalis) et insolubles.
Les alcalis comprennent exclusivement les hydroxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux, ainsi que l'hydroxyde de thallium TlOH.
Nomenclature des bases
Le nom de la fondation repose sur le principe suivant :
Par exemple:
Fe(OH) 2 - hydroxyde de fer (II),
Cu(OH) 2 - hydroxyde de cuivre (II).
Dans les cas où le métal contenu dans des substances complexes a un état d'oxydation constant, il n'est pas nécessaire de l'indiquer. Par exemple:
NaOH - hydroxyde de sodium,
Ca(OH) 2 - hydroxyde de calcium, etc.
Acides
Acides - des substances complexes dont les molécules contiennent des atomes d'hydrogène pouvant être remplacés par un métal.
La formule générale des acides peut s'écrire sous la forme H x A, où H sont des atomes d'hydrogène qui peuvent être remplacés par un métal et A est le résidu acide.
Par exemple, les acides comprennent des composés tels que H2SO4, HCl, HNO3, HNO2, etc.
Classification des acides
Selon le nombre d'atomes d'hydrogène pouvant être remplacés par un métal, les acides sont divisés en :
- Ô acides basiques: HF, HCl, HBr, HI, HNO 3 ;
- d acides basiques: H 2 SO 4, H 2 SO 3, H 2 CO 3;
-T acides réhobasiques: H 3 PO 4 , H 3 BO 3 .
Il convient de noter que le nombre d’atomes d’hydrogène dans le cas des acides organiques ne reflète le plus souvent pas leur basicité. Par exemple, l'acide acétique de formule CH 3 COOH, malgré la présence de 4 atomes d'hydrogène dans la molécule, n'est pas tétra mais monobasique. La basicité des acides organiques est déterminée par le nombre de groupes carboxyle (-COOH) dans la molécule.
De plus, en fonction de la présence d'oxygène dans les molécules, les acides sont divisés en acides sans oxygène (HF, HCl, HBr, etc.) et contenant de l'oxygène (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4, etc.) . Les acides contenant de l'oxygène sont également appelés oxoacides.
Vous pouvez en savoir plus sur la classification des acides.
Nomenclature des acides et résidus acides
La liste suivante de noms et de formules d’acides et de résidus acides est un incontournable.
Dans certains cas, certaines des règles suivantes peuvent faciliter la mémorisation.
Comme le montre le tableau ci-dessus, la construction des noms systématiques des acides sans oxygène est la suivante :
Par exemple:
HF-acide fluorhydrique ;
HCl-acide chlorhydrique ;
H 2 S est un acide sulfure.
Les noms des résidus acides des acides sans oxygène sont basés sur le principe :
Par exemple, Cl - - chlorure, Br - - bromure.
Les noms des acides contenant de l'oxygène sont obtenus en ajoutant divers suffixes et terminaisons au nom de l'élément acidifiant. Par exemple, si l'élément acidifiant dans un acide contenant de l'oxygène a l'état d'oxydation le plus élevé, alors le nom d'un tel acide est construit comme suit :
Par exemple, l'acide sulfurique H 2 S +6 O 4, l'acide chromique H 2 Cr +6 O 4.
Tous les acides contenant de l'oxygène peuvent également être classés comme hydroxydes d'acide car ils contiennent des groupes hydroxyle (OH). Par exemple, cela peut être vu à partir des formules graphiques suivantes de certains acides contenant de l'oxygène :
Ainsi, l'acide sulfurique peut autrement être appelé hydroxyde de soufre (VI), acide nitrique - hydroxyde d'azote (V), acide phosphorique - hydroxyde de phosphore (V), etc. Dans ce cas, le nombre entre parenthèses caractérise le degré d'oxydation de l'élément acidifiant. Cette variante des noms d'acides contenant de l'oxygène peut sembler extrêmement inhabituelle à beaucoup, mais de tels noms peuvent parfois être trouvés dans la réalité. Examen d'État unifié de KIMakh en chimie dans des tâches sur la classification des substances inorganiques.
Hydroxydes amphotères
Hydroxydes amphotères - les hydroxydes métalliques présentant une double nature, à savoir capable de présenter à la fois les propriétés des acides et les propriétés des bases.
Les hydroxydes métalliques aux états d'oxydation +3 et +4 sont amphotères (tout comme les oxydes).
De plus, à titre d'exception, les hydroxydes amphotères comprennent les composés Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 et Pb(OH) 2, malgré l'état d'oxydation du métal qu'ils contiennent +2.
Pour les hydroxydes amphotères de métaux tri- et tétravalents, l'existence d'ortho- et méta-formes, différant les unes des autres par une molécule d'eau, est possible. Par exemple, l’hydroxyde d’aluminium (III) peut exister sous la forme ortho Al (OH) 3 ou sous la forme méta AlO (OH) (métahydroxyde).
Puisque, comme déjà mentionné, les hydroxydes amphotères présentent à la fois les propriétés des acides et celles des bases, leur formule et leur nom peuvent également s'écrire différemment : soit comme base, soit comme acide. Par exemple:
Sels
Par exemple, les sels comprennent des composés tels que KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3, etc.
La définition présentée ci-dessus décrit la composition de la plupart des sels, cependant, certains sels n'en relèvent pas. Par exemple, au lieu de cations métalliques, le sel peut contenir des cations ammonium ou ses dérivés organiques. Ceux. les sels comprennent des composés tels que, par exemple, (NH 4) 2 SO 4 (sulfate d'ammonium), + Cl - (chlorure de méthylammonium), etc.
Classification des sels
D'autre part, les sels peuvent être considérés comme des produits du remplacement des cations hydrogène H + dans un acide par d'autres cations, ou comme des produits du remplacement des ions hydroxydes dans des bases (ou hydroxydes amphotères) par d'autres anions.
Avec un remplacement complet, ce qu'on appelle moyenne ou normale sel. Par exemple, avec le remplacement complet des cations hydrogène dans l'acide sulfurique par des cations sodium, un sel moyen (normal) Na 2 SO 4 se forme, et avec le remplacement complet des ions hydroxyde dans la base Ca (OH) 2 par des résidus acides d'ions nitrate , un sel moyen (normal) est formé Ca(NO3)2.
Les sels obtenus par remplacement incomplet des cations hydrogène dans un acide dibasique (ou plus) par des cations métalliques sont appelés acides. Ainsi, lorsque les cations hydrogène dans l'acide sulfurique sont incomplètement remplacés par des cations sodium, le sel d'acide NaHSO 4 se forme.
Les sels formés par le remplacement incomplet des ions hydroxyde dans des bases à deux acides (ou plus) sont appelés bases. Ô sels forts. Par exemple, avec un remplacement incomplet des ions hydroxyde dans la base Ca(OH) 2 par des ions nitrate, une base se forme Ô sel clair Ca(OH)NO3.
Les sels constitués de cations de deux métaux différents et d'anions de résidus acides d'un seul acide sont appelés sels doubles. Ainsi, par exemple, les sels doubles sont KNaCO 3, KMgCl 3, etc.
Si un sel est formé d'un type de cations et de deux types de résidus acides, ces sels sont appelés mixtes. Par exemple, les sels mixtes sont les composés Ca(OCl)Cl, CuBrCl, etc.
Il existe des sels qui ne relèvent pas de la définition des sels en tant que produits du remplacement des cations hydrogène dans les acides par des cations métalliques ou produits du remplacement des ions hydroxyde dans les bases par des anions de résidus acides. Ce - sels complexes. Par exemple, les sels complexes sont le tétrahydroxozincate de sodium et le tétrahydroxoaluminate de formules Na 2 et Na, respectivement. Les sels complexes se reconnaissent le plus souvent entre autres à la présence de crochets dans la formule. Cependant, vous devez comprendre que pour qu'une substance soit classée comme sel, elle doit contenir des cations autres que (ou à la place de) H +, et les anions doivent contenir des anions autres que (ou à la place de) OH - . Par exemple, le composé H2 n’appartient pas à la classe des sels complexes, puisque lorsqu’il se dissocie des cations, seuls les cations hydrogène H+ sont présents dans la solution. En fonction du type de dissociation, cette substance devrait plutôt être classée parmi les acides complexes sans oxygène. De même, le composé OH n'appartient pas aux sels, car ce composé est constitué de cations + et d'ions hydroxyde OH -, c'est-à-dire il doit être considéré comme une base globale.
Nomenclature des sels
Nomenclature des sels moyens et acides
Le nom des sels moyens et acides repose sur le principe :
Si l'état d'oxydation d'un métal dans des substances complexes est constant, cela n'est pas indiqué.
Les noms des résidus acides ont été donnés ci-dessus en considérant la nomenclature des acides.
Par exemple,
Na 2 SO 4 - sulfate de sodium;
NaHSO 4 - hydrogénosulfate de sodium ;
CaCO 3 - carbonate de calcium ;
Ca(HCO 3) 2 - bicarbonate de calcium, etc.
Nomenclature des sels basiques
Les noms des principaux sels reposent sur le principe :
Par exemple:
(CuOH) 2 CO 3 - hydroxycarbonate de cuivre (II);
Fe(OH) 2 NO 3 - dihydroxonitrate de fer (III).
Nomenclature des sels complexes
La nomenclature des composés complexes est beaucoup plus compliquée, et pour réussir l'examen d'État unifié Vous n’avez pas besoin de connaître grand-chose sur la nomenclature des sels complexes.
Vous devriez être capable de nommer des sels complexes obtenus en faisant réagir des solutions alcalines avec des hydroxydes amphotères. Par exemple:
*Les mêmes couleurs dans la formule et le nom indiquent les éléments correspondants de la formule et du nom.
Noms triviaux de substances inorganiques
Par noms triviaux, nous entendons les noms de substances qui ne sont pas liées ou faiblement liées à leur composition et à leur structure. Les noms triviaux sont généralement déterminés soit raisons historiques soit physique, soit propriétés chimiques données de connexion.
Liste de noms triviaux de substances inorganiques que vous devez connaître :
Na 3 | cryolite |
SiO2 | quartz, silice |
FeS2 | pyrite, pyrite de fer |
CaSO 4 ∙2H 2 O | gypse |
CaC2 | carbure de calcium |
Al4C3 | carbure d'aluminium |
KOH | potassium caustique |
NaOH | soude caustique, soude caustique |
H2O2 | peroxyde d'hydrogène |
CuSO 4 ∙5H 2 O | sulfate de cuivre |
NH4Cl | ammoniac |
CaCO3 | craie, marbre, calcaire |
N2O | gaz hilarant |
NON 2 | gaz brun |
NaHCO3 | bicarbonate de soude |
Fe3O4 | échelle de fer |
NH 3 ∙H 2 O (NH 4 OH) | ammoniac |
CO | monoxyde de carbone |
CO2 | gaz carbonique |
SiC | carborundum (carbure de silicium) |
PH3 | phosphine |
NH3 | ammoniac |
KClO3 | Sel de Bertholet (chlorate de potassium) |
(CuOH)2CO3 | malachite |
CaO | chaux vive |
Ca(OH)2 | chaux |
solution aqueuse transparente de Ca(OH) 2 | eau citronnée |
suspension de solide Ca(OH) 2 dans sa solution aqueuse | lait de chaux |
K2CO3 | potasse |
Na2CO3 | carbonate de sodium |
Na 2 CO 3 ∙10H 2 O | soude cristalline |
MgO | magnésie |
Les acides sont des composés chimiques capables de donner un ion hydrogène chargé électriquement (cation) et également d'accepter deux électrons en interaction, entraînant la formation d'une liaison covalente.
Dans cet article, nous examinerons les principaux acides étudiés dans les classes moyennes des écoles secondaires et apprendrons également de nombreux faits intéressants sur une variété d'acides. Commençons.
Acides : types
En chimie, il existe de nombreux acides différents qui ont des propriétés très différentes. Les chimistes distinguent les acides par leur teneur en oxygène, leur volatilité, leur solubilité dans l'eau, leur force, leur stabilité et s'ils appartiennent à la classe organique ou inorganique. composants chimiques. Dans cet article, nous examinerons un tableau qui présente les acides les plus connus. Le tableau vous aidera à mémoriser le nom de l'acide et sa formule chimique.
Ainsi, tout est clairement visible. Ce tableau présente les acides les plus connus de l'industrie chimique. Le tableau vous aidera à mémoriser les noms et les formules beaucoup plus rapidement.
Acide sulfure d'hydrogène
H 2 S est un acide sulfure. Sa particularité réside dans le fait qu’il s’agit aussi d’un gaz. Le sulfure d'hydrogène est très peu soluble dans l'eau et interagit également avec de nombreux métaux. L'acide sulfure d'hydrogène appartient au groupe des « acides faibles », dont nous considérerons des exemples dans cet article.
H 2 S a un goût légèrement sucré et également une odeur très piquante oeufs pourris. Dans la nature, on le trouve dans les gaz naturels ou volcaniques, et il est également libéré lors de la dégradation des protéines.
Les propriétés des acides sont très diverses ; même si un acide est indispensable dans l'industrie, il peut être très nocif pour la santé humaine. Cet acide est très toxique pour l'homme. Lorsqu'une petite quantité de sulfure d'hydrogène est inhalée, une personne se réveille mal de tête, des nausées et des vertiges sévères commencent. Si une personne inhale un grand nombre de H 2 S, cela peut entraîner des convulsions, le coma ou même la mort instantanée.
Acide sulfurique
H 2 SO 4 est un acide sulfurique fort, auquel les enfants sont initiés dans les cours de chimie de la 8e année. Les acides chimiques tels que l'acide sulfurique sont des agents oxydants très puissants. H 2 SO 4 agit comme agent oxydant sur de nombreux métaux, ainsi que sur les oxydes basiques.
Le H 2 SO 4 provoque des brûlures chimiques lorsqu'il entre en contact avec la peau ou les vêtements, mais il n'est pas aussi toxique que le sulfure d'hydrogène.
Acide nitrique
Les acides forts sont très importants dans notre monde. Exemples de tels acides : HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 est un acide nitrique bien connu. Il a trouvé de nombreuses applications dans l'industrie, ainsi que dans agriculture. Il est utilisé pour fabriquer divers engrais, en bijouterie, lors de l'impression de photographies, dans la fabrication médicaments et colorants, ainsi que dans l'industrie militaire.
Tel acides chimiques, comme l'azote, sont très nocifs pour l'organisme. Les vapeurs de HNO 3 laissent des ulcères, provoquent une inflammation aiguë et une irritation des voies respiratoires.
Acide nitreux
L'acide nitreux est souvent confondu avec l'acide nitrique, mais il existe une différence entre eux. Le fait est qu'il est beaucoup plus faible que l'azote, il a des propriétés et des effets complètement différents sur le corps humain.
HNO 2 a trouvé de nombreuses applications dans l'industrie chimique.
Acide hydrofluorique
L'acide fluorhydrique (ou fluorure d'hydrogène) est une solution de H 2 O avec HF. La formule acide est HF. L'acide fluorhydrique est très activement utilisé dans l'industrie de l'aluminium. Il est utilisé pour dissoudre les silicates, graver le silicium et le verre silicaté.
Le fluorure d'hydrogène est très nocif pour le corps humain et, selon sa concentration, peut constituer un stupéfiant léger. S'il entre en contact avec la peau, aucun changement ne se produit au début, mais après quelques minutes, une douleur aiguë et une brûlure chimique peuvent apparaître. L'acide fluorhydrique est très nocif pour l'environnement.
Acide hydrochlorique
HCl est du chlorure d'hydrogène et est acide fort. Le chlorure d'hydrogène conserve les propriétés des acides appartenant au groupe des acides forts. L'acide est transparent et incolore, mais fume à l'air. Le chlorure d'hydrogène est largement utilisé dans les industries métallurgiques et alimentaires.
Cet acide provoque des brûlures chimiques, mais le contact avec les yeux est particulièrement dangereux.
Acide phosphorique
L'acide phosphorique (H 3 PO 4) est un acide faible dans ses propriétés. Mais même les acides faibles peuvent avoir les propriétés des acides forts. Par exemple, H 3 PO 4 est utilisé dans l'industrie pour restaurer le fer de la rouille. De plus, l'acide phosphorique (ou orthophosphorique) est largement utilisé en agriculture - de nombreux engrais différents en sont fabriqués.
Les propriétés des acides sont très similaires - presque chacun d'entre eux est très nocif pour le corps humain, H 3 PO 4 ne fait pas exception. Par exemple, cet acide provoque également de graves brûlures chimiques, des saignements de nez et des éclats de dents.
Acide carbonique
H 2 CO 3 est un acide faible. Il est obtenu en dissolvant le CO 2 (dioxyde de carbone) dans H 2 O (eau). Acide carbonique utilisé en biologie et en biochimie.
Densité de divers acides
La densité des acides occupe une place importante dans les parties théoriques et pratiques de la chimie. En connaissant la densité, vous pouvez déterminer la concentration d'un acide particulier, résoudre des problèmes de calcul chimique et ajouter la quantité correcte d'acide pour terminer la réaction. La densité de tout acide change en fonction de la concentration. Par exemple, plus le pourcentage de concentration est élevé, plus la densité est élevée.
Propriétés générales des acides
Absolument tous les acides le sont (c'est-à-dire qu'ils sont constitués de plusieurs éléments du tableau périodique) et ils incluent nécessairement H (hydrogène) dans leur composition. Nous examinerons ensuite lesquels sont courants :
- Tous les acides contenant de l'oxygène (dans la formule desquels O est présent) forment de l'eau lors de la décomposition, et ceux sans oxygène se décomposent également en substances simples(par exemple, 2HF se décompose en F 2 et H 2).
- Les acides oxydants réagissent avec tous les métaux de la série d'activités métalliques (uniquement ceux situés à gauche de H).
- Ils interagissent avec divers sels, mais uniquement avec ceux formés par un acide encore plus faible.
Selon leur propre propriétés physiques les acides diffèrent fortement les uns des autres. Après tout, ils peuvent avoir une odeur ou non, et également se trouver dans divers états physiques : liquides, gazeux et même solides. Les acides solides sont très intéressants à étudier. Exemples de tels acides : C 2 H 2 0 4 et H 3 BO 3.
Concentration
La concentration est une valeur qui détermine la composition quantitative de toute solution. Par exemple, les chimistes doivent souvent déterminer la quantité d'acide sulfurique pur présente dans l'acide dilué H 2 SO 4. Pour ce faire, ils versent une petite quantité d’acide dilué dans une tasse à mesurer, la pèsent et déterminent la concentration à l’aide d’un tableau de densité. La concentration d'acides est étroitement liée à la densité ; souvent, lors de la détermination de la concentration, il existe des problèmes de calcul où vous devez déterminer le pourcentage d'acide pur dans une solution.
Classification de tous les acides selon le nombre d'atomes d'hydrogène dans leur formule chimique
L'une des classifications les plus populaires est la division de tous les acides en acides monobasiques, dibasiques et, par conséquent, tribasiques. Exemples d'acides monobasiques : HNO 3 (nitrique), HCl (chlorhydrique), HF (fluorhydrique) et autres. Ces acides sont appelés monobasiques, car ils ne contiennent qu'un seul atome d'hydrogène. Il existe de nombreux acides de ce type, il est impossible de s'en souvenir absolument. Il faut juste se rappeler que les acides sont également classés selon le nombre d'atomes H dans leur composition. Les acides dibasiques sont définis de la même manière. Exemples : H 2 SO 4 (sulfurique), H 2 S (sulfure d'hydrogène), H 2 CO 3 (charbon) et autres. Tribasique : H 3 PO 4 (phosphorique).
Classification de base des acides
L'une des classifications d'acides les plus populaires est leur division en acides contenant de l'oxygène et sans oxygène. Comment se souvenir sans savoir formule chimique substances qui contiennent de l'oxygène ?
Tous les acides sans oxygène sont dépourvus de l'élément important O - l'oxygène, mais ils contiennent du H. Par conséquent, le mot « hydrogène » est toujours attaché à leur nom. HCl est un H 2 S - sulfure d'hydrogène.
Mais vous pouvez également écrire une formule basée sur les noms des acides contenant des acides. Par exemple, si le nombre d'atomes O dans une substance est de 4 ou 3, alors le suffixe -n-, ainsi que la terminaison -aya-, sont toujours ajoutés au nom :
- H 2 SO 4 - soufre (nombre d'atomes - 4);
- H 2 SiO 3 - silicium (nombre d'atomes - 3).
Si la substance contient moins de trois ou trois atomes d'oxygène, alors le suffixe -ist- est utilisé dans le nom :
- HNO 2 - azoté ;
- H 2 SO 3 - sulfureux.
Les propriétés générales
Tous les acides ont un goût aigre et souvent légèrement métallique. Mais il existe d’autres propriétés similaires que nous allons maintenant considérer.
Il existe des substances appelées indicateurs. Les indicateurs changent de couleur, ou la couleur reste, mais sa teinte change. Cela se produit lorsque les indicateurs sont affectés par d'autres substances, telles que des acides.
Un exemple de changement de couleur est un produit aussi familier que le thé et l'acide citrique. Lorsque du citron est ajouté au thé, le thé commence progressivement à s'éclaircir sensiblement. Cela est dû au fait que le citron contient de l’acide citrique.
Il existe d'autres exemples. Tournesol, qui dans un environnement neutre a couleur violette devient rouge lorsque de l'acide chlorhydrique est ajouté.
Lorsque les tensions sont dans la série de tensions avant l'hydrogène, des bulles de gaz sont libérées - H. Cependant, si un métal qui est dans la série de tensions après H est placé dans un tube à essai avec de l'acide, alors aucune réaction ne se produira, il n'y aura pas dégagement de gaz. Ainsi, le cuivre, l’argent, le mercure, le platine et l’or ne réagiront pas avec les acides.
Dans cet article, nous avons examiné les acides chimiques les plus connus, ainsi que leurs principales propriétés et différences.
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 produisent 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 -
Connexion génétique entre différentes classes de connexions
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 : Expliquez cette méthode d'obtention 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.
Travaux 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 présentes dans divers objets (matériaux biologiques, 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 se trouvent dans divers médicaments et aliments.
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 schémas de réactions chimiques, car il est assez difficile de prendre en compte dans une technique spécifique tous les cas possibles d'influence mutuelle des ions sur la nature des effets analytiques observés.
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, veillez à noter la couleur et la nature du sédiment (cristallin, amorphe) et, si nécessaire, effectuez examens complémentaires: vérifier la solubilité du précipité dans un milieu fort et 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). Les réactifs qui ne se décomposent pas dans des conditions normales sont appliqués au préalable sur le papier. 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.