الأحماض موجودة في التركيبة. الأحماض غير العضوية
| الصيغ الحمضية | أسماء الأحماض | أسماء الأملاح المقابلة |
| حمض الهيدروكلوريك4 | الكلور | البيركلورات |
| حمض الهيدروكلوريك3 | هيبوكلوروس | كلورات |
| حمض الهيدروكلوريك2 | كلوريد | الكلوريت |
| حمض الهيدروكلوريك | هيبوكلوروس | هيبوكلوريت |
| H5IO6 | اليود | الدوريات |
| هيو 3 | اليود | اليودات |
| H2SO4 | الكبريتيك | الكبريتات |
| H2SO3 | كبريتي | الكبريتيت |
| H2S2O3 | ثيوكبريت | ثيوكبريتات |
| H2S4O6 | رباعي | رباعيات |
| حمض الهيدروكلوريك3 | نتروجين | النترات |
| حمض الهيدروكلوريك2 | نيتروجيني | النتريت |
| H3PO4 | أورثوفوسفوريك | أورثوفوسفات |
| هبو 3 | مجازي | الميتافوسفات |
| H3PO3 | الفوسفور | فوسفيت |
| H3PO2 | الفوسفور | هيبوفوسفيت |
| H2CO3 | الفحم | كربونات |
| H2SiO3 | السيليكون | السيليكات |
| HMnO4 | المنغنيز | برمنجنات |
| H2MnO4 | المنغنيز | المنجنات |
| H2CrO4 | الكروم | الكرومات |
| H2Cr2O7 | ثنائي اللون | ثنائي اللون |
| التردد العالي | فلوريد الهيدروجين (الفلورايد) | الفلوريدات |
| حمض الهيدروكلوريك | الهيدروكلوريك (الهيدروكلوريك) | كلوريدات |
| هارفارد ب | الهيدروبروميك | البروميدات |
| أهلاً | يوديد الهيدروجين | يوديدات |
| كبريتيد الهيدروجين | كبريتيد الهيدروجين | كبريتيدات |
| HCN | سيانيد الهيدروجين | السيانيد |
| هون | سماوي | السيانات |
اسمحوا لي أن أذكركم بإيجاز باستخدام أمثلة محددة حول كيفية تسمية الأملاح بشكل صحيح.
مثال 1. يتكون الملح K 2 SO 4 من بقايا حمض الكبريتيك (SO 4) ومعدن K. وتسمى أملاح حمض الكبريتيك بالكبريتات. ك 2 SO 4 - كبريتات البوتاسيوم.
مثال 2. FeCl 3 - يحتوي الملح على الحديد وبقايا حمض الهيدروكلوريك (Cl). اسم الملح: كلوريد الحديد (III). يرجى ملاحظة: في هذه الحالة، يجب علينا ليس فقط تسمية المعدن، ولكن أيضًا الإشارة إلى تكافؤه (III). في المثال السابق، لم يكن ذلك ضروريًا، لأن تكافؤ الصوديوم ثابت.
هام: يجب أن يشير اسم الملح إلى تكافؤ المعدن فقط إذا كان المعدن له تكافؤ متغير!
مثال 3. Ba(ClO) 2 - يحتوي الملح على الباريوم والباقي من حمض الهيبوكلوروس (ClO). اسم الملح: هيبوكلوريت الباريوم. وتكافؤ المعدن Ba في جميع مركباته هو اثنان، ولا يحتاج إلى بيان.
مثال 4. (NH4) 2Cr2O7. مجموعة NH 4 تسمى الأمونيوم، وتكافؤ هذه المجموعة ثابت. اسم الملح: ثنائي كرومات الأمونيوم (ثنائي كرومات).
في الأمثلة المذكورة أعلاه واجهنا فقط ما يسمى. أملاح متوسطة أو عادية. لن يتم هنا مناقشة الأملاح الحمضية والقاعدية والمزدوجة والمعقدة وأملاح الأحماض العضوية.
إذا كنت مهتمًا ليس فقط بتسمية الأملاح، ولكن أيضًا بطرق تحضيرها وخصائصها الكيميائية، فإنني أوصيك بالرجوع إلى الأقسام ذات الصلة من كتاب الكيمياء المرجعي: "
الأحماض- إلكتروليتات، عند تفككها تتشكل أيونات H + فقط من الأيونات الموجبة:
HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;
CH 3 COOH↔ H + + CH 3 COO — .
يتم تصنيف جميع الأحماض إلى غير عضوية وعضوية (كربوكسيلية)، والتي لها أيضًا تصنيفاتها الخاصة (الداخلية).
في الظروف العادية، توجد كمية كبيرة من الأحماض غير العضوية في الحالة السائلة، وبعضها في الحالة الصلبة (H 3 PO 4، H 3 BO 3).
الأحماض العضوية التي تحتوي على ما يصل إلى 3 ذرات كربون هي سوائل عديمة اللون وعالية الحركة وذات رائحة نفاذة مميزة؛ الأحماض التي تحتوي على 4-9 ذرات كربون هي سوائل زيتية ذات رائحة كريهة، والأحماض التي تحتوي على عدد كبير من ذرات الكربون هي مواد صلبة غير قابلة للذوبان في الماء.
الصيغ الكيميائية للأحماض
دعونا نفكر في الصيغ الكيميائية للأحماض باستخدام مثال العديد من الممثلين (سواء غير العضوية أو العضوية): حمض الهيدروكلوريك - حمض الهيدروكلوريك، وحمض الكبريتيك - H 2 SO 4، وحمض الفوسفوريك - H 3 PO 4، وحمض الأسيتيك - CH 3 COOH والبنزويك. حمض - C6H5COOH. توضح الصيغة الكيميائية التركيب النوعي والكمي للجزيء (كم عدد الذرات الموجودة في مركب معين وما هي الذرات). باستخدام الصيغة الكيميائية، يمكنك حساب الوزن الجزيئي للأحماض (Ar(H) = 1 amu, Ar(). Cl) = 35.5 amu، Ar(P) = 31 amu، Ar(O) = 16 amu، Ar(S) = 32 amu، Ar(C) = 12 صباحًا):
السيد (HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);
السيد(حمض الهيدروكلوريك) = 1 + 35.5 = 36.5.
Mr(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);
السيد(ح 2 SO 4) = 2×1 + 32 + 4×16 = 2 + 32 + 64 = 98.
Mr(H 3 PO 4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);
السيد(ح 3 ص 4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.
Mr(CH 3 COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);
السيد (CH 3 COOH) = 3×12 + 4×1 + 2×16 = 36 + 4 + 32 = 72.
Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);
السيد(C 6 H 5 COOH) = 7 × 12 + 6 × 1 + 2 × 16 = 84 + 6 + 32 = 122.
الصيغ الهيكلية (الرسمية) للأحماض
تكون الصيغة الهيكلية (الرسمية) للمادة أكثر وضوحًا. يوضح كيفية ارتباط الذرات ببعضها البعض داخل الجزيء. دعونا نشير إلى الصيغ الهيكلية لكل من المركبات المذكورة أعلاه:
أرز. 1. الصيغة الهيكلية لحمض الهيدروكلوريك.
أرز. 2. الصيغة الهيكلية لحمض الكبريتيك.
أرز. 3. الصيغة الهيكلية لحمض الفوسفوريك.
أرز. 4. الصيغة الهيكلية لحمض الخليك.
أرز. 5. الصيغة الهيكلية لحمض البنزويك.
الصيغ الأيونية
جميع الأحماض غير العضوية هي إلكتروليتات، أي. قادرة على التفكك في محلول مائي إلى أيونات:
حمض الهيدروكلوريك ↔ H + + Cl - ;
ح 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2- ;
ح 3 ص 4 ↔ 3 ح + + ص 4 3- .
أمثلة على حل المشكلات
مثال 1
| يمارس | مع الاحتراق الكامل لـ 6 جم من المادة العضوية، يتكون 8.8 جم من أول أكسيد الكربون (IV) و3.6 جم من الماء. تحديد الصيغة الجزيئية للمادة المحروقة إذا علم أن كتلتها المولية 180 جم/مول. |
| حل | لنرسم مخططًا لتفاعل احتراق مركب عضوي، مع تحديد عدد ذرات الكربون والهيدروجين والأكسجين بالرموز "x" و"y" و"z" على التوالي: C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. دعونا نحدد كتل العناصر التي تشكل هذه المادة. قيم الكتل الذرية النسبية مأخوذة من الجدول الدوري لـ D.I. تقريب مندليف إلى الأعداد الصحيحة: Ar(C) = 12 amu، Ar(H) = 1 amu، Ar(O) = 16 amu. م(C) = ن(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H); دعونا نحسب الكتل المولية لثاني أكسيد الكربون والماء. وكما هو معروف فإن الكتلة المولية للجزيء تساوي مجموع الكتل الذرية النسبية للذرات التي يتكون منها الجزيء (M = Mr): M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 جم/مول؛ M(H 2 O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 جم/مول. م(ج) = ×12 = 2.4 جم؛ م(ح) = 2 × 3.6 / 18 × 1 = 0.4 جم. m(O) = m(C x H y O z) - m(C) - m(H) = 6 - 2.4 - 0.4 = 3.2 جم. لنحدد الصيغة الكيميائية للمركب: x:y:z = m(C)/Ar(C) : m(H)/Ar(H) : m(O)/Ar(O); س:ص:ض= 2.4/12:0.4/1:3.2/16; س:ص:ض= 0.2: 0.4: 0.2 = 1: 2: 1. وهذا يعني أن أبسط صيغة للمركب هي CH 2 O والكتلة المولية هي 30 جم / مول. للعثور على الصيغة الحقيقية للمركب العضوي، نجد نسبة الكتل المولية الحقيقية والناتجة: مادة M / M(CH 2 O) = 180 / 30 = 6. وهذا يعني أن مؤشرات ذرات الكربون والهيدروجين والأكسجين يجب أن تكون أعلى بستة أضعاف، أي. صيغة المادة ستكون C6H12O6. هذا هو الجلوكوز أو الفركتوز. |
| إجابة | C6H12O6 |
مثال 2
| يمارس | اشتق أبسط صيغة لمركب تكون فيه نسبة كتلة الفوسفور 43.66%، ونسبة كتلة الأكسجين 56.34%. |
| حل | يتم حساب الجزء الكتلي للعنصر X في جزيء التركيب NX باستخدام الصيغة التالية: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. لنرمز إلى عدد ذرات الفسفور في الجزيء بالرمز "x"، وعدد ذرات الأكسجين بالرمز "y" دعونا نجد الكتل الذرية النسبية المقابلة لعنصري الفوسفور والأكسجين (يتم تقريب قيم الكتل الذرية النسبية المأخوذة من الجدول الدوري لـ D.I. Mendeleev إلى أرقام صحيحة). ع (ع) = 31؛ ع(س) = 16. نقوم بتقسيم النسبة المئوية لمحتوى العناصر إلى الكتل الذرية النسبية المقابلة. وهكذا سنجد العلاقة بين عدد الذرات الموجودة في جزيء المركب: x:y = ω(P)/Ar(P) : ω (O)/Ar(O); س:ص = 43.66/31: 56.34/16؛ س:ص: = 1.4: 3.5 = 1: 2.5 = 2: 5. وهذا يعني أن أبسط صيغة لدمج الفوسفور والأكسجين هي P 2 O 5 . إنه أكسيد الفوسفور (V). |
| إجابة | P2O5 |
7. الأحماض. ملح. العلاقة بين فئات المواد غير العضوية
7.1. الأحماض
الأحماض عبارة عن إلكتروليتات، عند تفككها تتشكل فقط كاتيونات الهيدروجين H + كأيونات موجبة الشحنة (بتعبير أدق، أيونات الهيدرونيوم H 3 O +).
تعريف آخر: الأحماض هي مواد معقدة تتكون من ذرة هيدروجين وبقايا حمض (الجدول 7.1).
الجدول 7.1
صيغ وأسماء بعض الأحماض وبقايا الأحماض والأملاح
| الصيغة الحمضية | اسم حمض | بقايا الحمض (الأنيون) | اسم الأملاح (متوسط) |
|---|---|---|---|
| التردد العالي | الهيدروفلوريك (الفلوريك) | و - | الفلوريدات |
| حمض الهيدروكلوريك | الهيدروكلوريك (الهيدروكلوريك) | الكلورين - | كلوريدات |
| هارفارد ب | الهيدروبروميك | ر− | البروميدات |
| أهلاً | هيدرويوديد | أنا - | يوديدات |
| كبريتيد الهيدروجين | كبريتيد الهيدروجين | ق 2− | كبريتيدات |
| H2SO3 | كبريتي | SO 3 2 − | الكبريتيت |
| H2SO4 | الكبريتيك | SO 4 2 − | الكبريتات |
| حمض الهيدروكلوريك2 | نيتروجينية | NO2− | النتريت |
| حمض الهيدروكلوريك3 | نتروجين | رقم 3 - | النترات |
| H2SiO3 | السيليكون | شافي 3 2 − | السيليكات |
| هبو 3 | ميتافوسفوريك | ص 3 - | الميتافوسفات |
| H3PO4 | أورثوفوسفوريك | ص 4 3 − | أورثوفوسفات (الفوسفات) |
| H4P2O7 | البيروفوسفوريك (ثنائي الفوسفور) | ف 2 أو 7 4 - | بيروفوسفات (ثنائي الفوسفات) |
| HMnO4 | المنغنيز | منو 4 - | برمنجنات |
| H2CrO4 | الكروم | الكروم 4 2 − | كرومات |
| H2Cr2O7 | ثنائي اللون | الكروم 2 يا 7 2 − | ثنائي كرومات (ثنائي كرومات) |
| H2SeO4 | السيلينيوم | سيو 4 2 − | سيلينات |
| H3BO3 | بورنايا | بو 3 3 − | أجهزة تقويم العظام |
| حمض الهيدروكلوريك | هيبوكلوروس | ClO – | هيبوكلوريت |
| حمض الهيدروكلوريك2 | كلوريد | ClO2− | الكلوريت |
| حمض الهيدروكلوريك3 | كلور | ClO3− | كلورات |
| حمض الهيدروكلوريك4 | الكلور | كلو 4 - | البيركلورات |
| H2CO3 | الفحم | CO 3 3 − | كربونات |
| CH3COOH | خل | CH 3 COO - | خلات |
| HCOH | نملة | HCOO - | فورميات |
في الظروف العادية، يمكن أن تكون الأحماض مواد صلبة (H 3 PO 4، H 3 BO 3، H 2 SiO 3) وسائلة (HNO 3، H 2 SO 4، CH 3 COOH). يمكن أن توجد هذه الأحماض بشكل فردي (في شكل 100٪) وفي شكل محاليل مخففة ومركزة. على سبيل المثال، H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH معروفة بشكل فردي وفي المحاليل.
ولا يُعرف عدد من الأحماض إلا في المحاليل. هذه كلها هاليدات الهيدروجين (HCl، HBr، HI)، كبريتيد الهيدروجين H 2 S، سيانيد الهيدروجين (HCN الهيدروسيانيك)، الكربونيك H 2 CO 3، حمض الكبريتيك H 2 SO 3، وهي محاليل الغازات في الماء. على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك هو خليط من حمض الهيدروكلوريك وH2O، وحمض الكربونيك هو خليط من ثاني أكسيد الكربون وH2O. ومن الواضح أن استخدام عبارة "محلول حمض الهيدروكلوريك" غير صحيح.
معظم الأحماض قابلة للذوبان في الماء؛ حمض السيليك H 2 SiO 3 غير قابل للذوبان. الغالبية العظمى من الأحماض لها بنية جزيئية. أمثلة على الصيغ البنائية للأحماض:
في معظم الجزيئات الحمضية المحتوية على الأكسجين، ترتبط جميع ذرات الهيدروجين بالأكسجين. ولكن هناك استثناءات:
يتم تصنيف الأحماض وفقًا لعدد من الخصائص (الجدول 7.2).
الجدول 7.2
تصنيف الأحماض
| علامة التصنيف | نوع الحمض | أمثلة |
|---|---|---|
| عدد أيونات الهيدروجين المتكونة عند التفكك الكامل لجزيء الحمض | مونوباسي | حمض الهيدروكلوريك، HNO3، CH3COOH |
| ثنائي القاعدة | H2SO4، H2S، H2CO3 | |
| قبلي | H3PO4، H3AsO4 | |
| وجود أو عدم وجود ذرة أكسجين في الجزيء | تحتوي على الأكسجين (هيدروكسيدات الحمض، والأحماض الأوكسية) | HNO2، H2SiO3، H2SO4 |
| خالي من الأكسجين | التردد العالي، H2S، HCN | |
| درجة التفكك (القوة) | قوي (ينفصل تمامًا، إلكتروليتات قوية) | حمض الهيدروكلوريك، HBr، HI، H2SO4 (المخفف)، HNO3، HClO3، HClO4، HMnO4، H2Cr2O7 |
| ضعيفة (تنفصل جزئيًا، إلكتروليتات ضعيفة) | HF، HNO 2، H 2 SO 3، HCOOH، CH 3 COOH، H 2 SiO 3، H 2 S، HCN، H 3 PO 4، H 3 PO 3، HClO، HClO 2، H 2 CO 3، H 3 BO 3، ح 2 SO 4 (كونك) | |
| خصائص الأكسدة | العوامل المؤكسدة بسبب أيونات H + (الأحماض غير المؤكسدة بشكل مشروط) | حمض الهيدروكلوريك، HBr، HI، HF، H 2 SO 4 (ديل)، H 3 PO 4، CH 3 COOH |
| العوامل المؤكسدة بسبب الأنيون (الأحماض المؤكسدة) | HNO 3، HMnO 4، H 2 SO 4 (conc)، H 2 Cr 2 O 7 | |
| عوامل الاختزال بسبب الأنيون | حمض الهيدروكلوريك، HBr، HI، H 2 S (لكن ليس HF) | |
| الاستقرار الحراري | موجودة فقط في الحلول | H 2 CO 3، H 2 SO 3، HClO، HClO 2 |
| يتحلل بسهولة عند تسخينه | H2SO3، HNO3، H2SiO3 | |
| مستقرة حراريا | ح 2 سو 4 (كون)، ح 3 ص 4 |
جميع الخواص الكيميائية العامة للأحماض ترجع إلى وجود فائض من كاتيونات الهيدروجين H + (H 3 O +) في محاليلها المائية.
1. بسبب زيادة أيونات H +، فإن المحاليل المائية للأحماض تغير لون عباد الشمس البنفسجي وبرتقالي الميثيل إلى اللون الأحمر (لا يتغير لون الفينول فثالين ويبقى عديم اللون). في المحلول المائي لحمض الكربونيك الضعيف، لا يكون لون عباد الشمس أحمر، ولكنه وردي؛ فالحل فوق راسب حمض السيليك الضعيف جدًا لا يغير لون المؤشرات على الإطلاق.
2. تتفاعل الأحماض مع الأكاسيد الأساسية والقواعد والهيدروكسيدات المذبذبة وهيدرات الأمونيا (انظر الفصل 6).
مثال 7.1.
لتنفيذ التحويل BaO → BaSO 4 يمكنك استخدام: أ) SO 2؛ ب) ح 2 SO 4؛ ج) نا 2 SO 4؛ د) SO 3.
حل. يمكن إجراء التحويل باستخدام H2SO4:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO 3 = BaSO 4
لا يتفاعل Na 2 SO 4 مع BaO، وفي تفاعل BaO مع SO 2 يتكون كبريتيت الباريوم:
BaO + SO 2 = BaSO 3
الجواب: 3).
3. تتفاعل الأحماض مع الأمونيا ومحاليلها المائية لتكوين أملاح الأمونيوم:
حمض الهيدروكلوريك + NH 3 = NH 4 Cl - كلوريد الأمونيوم؛
ح 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - كبريتات الأمونيوم.
4. تتفاعل الأحماض غير المؤكسدة مع المعادن الموجودة في سلسلة النشاط حتى الهيدروجين لتكوين ملح وإطلاق الهيدروجين:
H 2 SO 4 (مخفف) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2
تفاعل الأحماض المؤكسدة (HNO 3، H 2 SO 4 (conc)) مع المعادن محدد للغاية ويتم أخذه في الاعتبار عند دراسة كيمياء العناصر ومركباتها.
5. تتفاعل الأحماض مع الأملاح. رد الفعل لديه عدد من الميزات:
أ) في معظم الحالات، عندما يتفاعل حمض أقوى مع ملح حمض أضعف، يتكون ملح حمض ضعيف وحمض ضعيف، أو، كما يقولون، يزيح حمض أقوى محل أضعف. تبدو سلسلة انخفاض قوة الأحماض كما يلي:
أمثلة على ردود الفعل التي تحدث:
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2
H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓
2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2
3 ح 2 سو 4 + 2 ك 3 ص 4 = 3 ك 2 سو 4 + 2 ح 3 ص 4
لا تتفاعل مع بعضها البعض، على سبيل المثال، KCl وH 2 SO 4 (مخفف)، NaNO 3 وH 2 SO 4 (مخفف)، K 2 SO 4 وHCl (HNO 3، HBr، HI)، K 3 PO 4 و H 2 CO 3، CH 3 COOK و H 2 CO 3؛
ب) في بعض الحالات، يحل حمض أضعف محل حمض أقوى من الملح:
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
3AgNO 3 (ديل) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.
مثل هذه التفاعلات ممكنة عندما لا تذوب رواسب الأملاح الناتجة في الأحماض القوية المخففة الناتجة (H 2 SO 4 و HNO 3) ؛
ج) في حالة تكوين رواسب غير قابلة للذوبان في الأحماض القوية، قد يحدث تفاعل بين حمض قوي وملح مكون من حمض قوي آخر:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + حمض الهيدروكلوريك = AgCl↓ + HNO3
مثال 7.2.
حل. تتفاعل جميع مواد الصف 4 مع H 2 SO 4 (dil):
نا 2 SO 3 + H 2 SO 4 = نا 2 SO 4 + H 2 O + SO 2
ملغم + ح 2 SO 4 = ملغم SO 4 + ح 2
Zn(OH) 2 + H2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O
في الصف 1) التفاعل مع KCl (p-p) غير ممكن، في الصف 2) - مع Ag، في الصف 3) - مع NaNO 3 (p-p).
الجواب: 4).
6. يتصرف حمض الكبريتيك المركز بشكل محدد للغاية في التفاعلات مع الأملاح. هذا حمض غير متطاير ومستقر حرارياً، وبالتالي فهو يزيح جميع الأحماض القوية من الأملاح الصلبة (!)، لأنها أكثر تطايراً من H2SO4 (conc):
بوكل (تلفزيون) + H 2 SO 4 (ملخص) KH SO 4 + حمض الهيدروكلوريك
2KCl (s) + H 2 SO 4 (conc) K 2 SO 4 + 2HCl
الأملاح المتكونة من الأحماض القوية (HBr، HI، HCl، HNO 3، HClO 4) تتفاعل فقط مع حمض الكبريتيك المركز وفقط عندما تكون في الحالة الصلبة
مثال 7.3.
يتفاعل حمض الكبريتيك المركز، على عكس المخفف، بما يلي:
3) كنو 3 (تلفزيون)؛
BaO + SO 2 = BaSO 3
حل. يتفاعل كلا الحمضين مع KF وNa 2 CO 3 وNa 3 PO 4، ويتفاعل H 2 SO 4 فقط مع KNO 3 (الصلب).
طرق إنتاج الأحماض متنوعة للغاية.أحماض الأكسجين
- يستلم:
وذلك بإذابة الغازات المقابلة في الماء:
حمض الهيدروكلوريك (ز) + H2O (ل) → حمض الهيدروكلوريك (p-p)
- H 2 S (ز) + H 2 O (ل) → H 2 S (محلول)
من الأملاح عن طريق الإزاحة بأحماض أقوى أو أقل تطايرا:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
بوكل (tv) + H 2 SO 4 (conc) = KH SO 4 + حمض الهيدروكلوريك
نا 2 SO 3 + H 2 SO 4 نا 2 SO 4 + H 2 SO 3أحماض الأكسجين
- الأحماض المحتوية على الأكسجين
وذلك بإذابة الأكاسيد الحمضية المقابلة لها في الماء، بينما تظل درجة أكسدة العنصر المكون للحمض في الأكسيد والحمض كما هي (باستثناء NO2):
N2O5 + H2O = 2HNO3
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
- ف 2 س 5 + 3 ح 2 س 2 ح 3 ص 4
أكسدة اللافلزات بالأحماض المؤكسدة:
- S + 6HNO 3 (conc) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
عن طريق إزاحة حمض قوي من ملح حمض قوي آخر (إذا ترسب راسب غير قابل للذوبان في الأحماض الناتجة):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
- Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (مخفف) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
وذلك بإزاحة الحمض المتطاير من أملاحه بحمض أقل تطايرا.
لهذا الغرض، يتم استخدام حمض الكبريتيك المركز غير المتطاير والمستقر حرارياً في أغلب الأحيان:
NaNO 3 (تلفزيون) + H 2 SO 4 (ملخص) NaH SO 4 + HNO 3
- KClO 4 (تلفزيون) + H 2 SO 4 (ملخص) KH SO 4 + HClO 4
إزاحة الحمض الأضعف من أملاحه بحمض أقوى :
Ca 3 (ص 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 ص 4
نانو 2 + حمض الهيدروكلوريك = كلوريد الصوديوم + HNO 2
K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓الأحماض
بناءً على وجود أو عدم وجود الأكسجين في الجزيء، يتم تقسيم الأحماض إلى محتوية على الأكسجين(H2SO4 حمض الكبريتيك، H2SO3 حمض الكبريت، HNO3 حمض النيتريك، H3PO4 حمض الفوسفوريك، H2CO3 حمض الكربونيك، H2SiO3 حمض السيليسيك) وخالية من الأكسجين(حمض الهيدروفلوريك HF، حمض الهيدروكلوريك حمض الهيدروكلوريك (حمض الهيدروكلوريك)، حمض الهيدروبروميك HBr، حمض الهيدروديك HI، حمض هيدروكبريتيد H2S).
اعتمادًا على عدد ذرات الهيدروجين في جزيء الحمض، تكون الأحماض أحادية القاعدة (مع ذرة H واحدة)، وثنائي القاعدة (مع ذرتين H) وتريباسيك (مع 3 ذرات H). على سبيل المثال، حمض النيتريك HNO 3 أحادي القاعدة، حيث أن جزيئه يحتوي على ذرة هيدروجين واحدة، وهي حمض الكبريتيك H 2 SO 4 – ثنائي القاعدة ، إلخ.
يوجد عدد قليل جدًا من المركبات غير العضوية التي تحتوي على أربع ذرات هيدروجين يمكن استبدالها بمعدن.
يسمى الجزء من جزيء الحمض الذي لا يحتوي على الهيدروجين ببقايا الحمض.
بقايا حمضيةقد تتكون من ذرة واحدة (-Cl, -Br, -I) - وهي بقايا حمضية بسيطة، أو قد تتكون من مجموعة من الذرات (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - وهي بقايا معقدة.
في المحاليل المائية، أثناء تفاعلات التبادل والاستبدال، لا يتم تدمير المخلفات الحمضية:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 حمض الهيدروكلوريك
كلمة أنهيدريديعني لا مائي، أي حمض بدون ماء. على سبيل المثال،
ح 2 سو 4 – ح 2 يا → سو 3. لا تحتوي أحماض الأكسجين على أنهيدريدات.
تحصل الأحماض على اسمها من اسم العنصر المكون للحمض (عامل تكوين الحمض) مع إضافة النهايات "نايا" والأقل شيوعًا "فايا": H 2 SO 4 - الكبريتيك؛ ح 2 SO 3 - الفحم؛ H 2 SiO 3 - السيليكون، إلخ.
يمكن للعنصر تكوين العديد من أحماض الأكسجين. في هذه الحالة، ستكون النهايات المشار إليها باسم الأحماض عندما يُظهر العنصر تكافؤًا أعلى (يحتوي جزيء الحمض على نسبة عالية من ذرات الأكسجين). إذا أظهر العنصر تكافؤًا أقل، فإن النهاية في اسم الحمض ستكون "فارغة": HNO 3 - نيتريك، HNO 2 - نيتروجيني.
يمكن الحصول على الأحماض عن طريق إذابة الأنهيدريدات في الماء.إذا كانت الأنهيدريدات غير قابلة للذوبان في الماء، فيمكن الحصول على الحمض عن طريق عمل حمض آخر أقوى على ملح الحمض المطلوب. هذه الطريقة نموذجية لكل من الأكسجين والأحماض الخالية من الأكسجين. يتم أيضًا الحصول على الأحماض الخالية من الأكسجين عن طريق التخليق المباشر من الهيدروجين وغير المعدني، يليه إذابة المركب الناتج في الماء:
ح 2 + الكلور 2 → 2 حمض الهيدروكلوريك؛
ح 2 + س → ح 2 س.
محاليل المواد الغازية الناتجة HCl و H 2 S هي أحماض.
في الظروف العادية، توجد الأحماض في كل من الحالة السائلة والصلبة.
الخواص الكيميائية للأحماض
تعمل المحاليل الحمضية على المؤشرات. جميع الأحماض (ما عدا السيليكات) قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء. مواد خاصة - مؤشرات تسمح لك بتحديد وجود الحمض.
المؤشرات هي مواد ذات بنية معقدة. يتغير لونها حسب تفاعلها مع المواد الكيميائية المختلفة. في المحاليل المحايدة لها لون واحد، وفي محاليل القواعد لها لون آخر. عند التفاعل مع الحمض، يغيرون لونهم: يتحول مؤشر الميثيل البرتقالي إلى اللون الأحمر، كما يتحول مؤشر عباد الشمس إلى اللون الأحمر.
التفاعل مع القواعد مع تكوين الماء والملح الذي يحتوي على بقايا حمضية دون تغيير (تفاعل التعادل):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
تتفاعل مع أكاسيد القاعدة مع تكوين الماء والملح (تفاعل التحييد). يحتوي الملح على بقايا حمض الحمض الذي تم استخدامه في تفاعل التعادل:
ح 3 ص 4 + الحديد 2 يا 3 → 2 الحديد ص 4 + 3 ح 2 يا.
التفاعل مع المعادن. لكي تتفاعل الأحماض مع المعادن، يجب استيفاء شروط معينة:
1. يجب أن يكون المعدن نشطًا بدرجة كافية فيما يتعلق بالأحماض (في سلسلة نشاط المعادن يجب أن يكون موجودًا قبل الهيدروجين). كلما ابتعد المعدن إلى اليسار في سلسلة النشاط، كلما زاد تفاعله مع الأحماض؛
2. يجب أن يكون الحمض قويًا بدرجة كافية (أي قادرًا على منح أيونات الهيدروجين H +).
عند حدوث تفاعلات كيميائية للحمض مع المعادن يتشكل الملح وينطلق الهيدروجين (ما عدا تفاعل المعادن مع أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ؛
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
لا تزال لديك أسئلة؟ هل تريد معرفة المزيد عن الأحماض؟
للحصول على مساعدة من المعلم -.
الدرس الأول مجاني!
blog.site، عند نسخ المادة كليًا أو جزئيًا، يلزم وجود رابط للمصدر الأصلي.
| خالي من الأكسجين: | قاعدية | اسم الملح |
| حمض الهيدروكلوريك - الهيدروكلوريك (الهيدروكلوريك) | أحادي القاعدة | كلوريد |
| HBr - الهيدروبروميك | أحادي القاعدة | البروميد |
| مرحبا - هيدرويوديد | أحادي القاعدة | يوديد |
| HF - الهيدروفلوريك (الفلوريك) | أحادي القاعدة | فلوريد |
| H 2 S - كبريتيد الهيدروجين | ثنائي القاعدة | كبريتيد |
| تحتوي على الأكسجين: | ||
| HNO3 – النيتروجين | أحادي القاعدة | نترات |
| H 2 SO 3 - كبريتي | ثنائي القاعدة | كبريتيت |
| H2SO4 – الكبريتيك | ثنائي القاعدة | كبريتات |
| ح 2 ثاني أكسيد الكربون 3 - الفحم | ثنائي القاعدة | كربونات |
| ح 2 شافي 3 - السيليكون | ثنائي القاعدة | سيليكات |
| H 3 PO 4 - أورثوفوسفوريك | تريباسيك | أورثوفوسفات |
الأملاح –مواد معقدة تتكون من ذرات معدنية وبقايا حمضية. هذه هي الفئة الأكثر عددًا من المركبات غير العضوية.
تصنيف.حسب التركيب والخصائص: متوسطة، حمضية، أساسية، مزدوجة، مختلطة، معقدة
أملاح متوسطةهي منتجات الاستبدال الكامل لذرات الهيدروجين من حمض متعدد القاعدة بذرات معدنية.
عند التفكك، يتم إنتاج الكاتيونات المعدنية فقط (أو NH 4 +). على سبيل المثال:
نا 2 SO 4 ® 2Na + +SO
CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -
أملاح حمضيةهي منتجات الاستبدال غير الكامل لذرات الهيدروجين من حمض متعدد القاعدة بذرات معدنية.
عند تفككها تنتج كاتيونات معدنية (NH 4 +) وأيونات هيدروجين وأنيونات من بقايا الحمض، على سبيل المثال:
NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO .
الأملاح الأساسيةهي منتجات الاستبدال غير الكامل لمجموعات OH - القاعدة المقابلة مع المخلفات الحمضية.
عند التفكك، فإنها تعطي الكاتيونات المعدنية، وأنيونات الهيدروكسيل وبقايا الحمض.
Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .
أملاح مزدوجةتحتوي على كاتيونين معدنيين وعند التفكك تعطي كاتيونين وأنيون واحد.
كال (SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO
أملاح معقدةتحتوي على كاتيونات أو أنيونات معقدة.
Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -
نا ® نا + + - « نا + + Ag + + 2 CN -
العلاقة الوراثية بين فئات مختلفة من المركبات
تجريبي
المعدات والأواني: رف مع أنابيب الاختبار، غسالة، مصباح الكحول.
الكواشف والمواد: الفوسفور الأحمر، أكسيد الزنك، حبيبات الزنك، مسحوق الجير المطفأ Ca(OH) 2، 1 مول/دم3 محاليل NaOH، ZnSO 4، CuSO 4، AlCl 3، FeCl 3، HСl، H 2 SO 4، ورقة مؤشر عالمية، محلول فينولفثالين، ميثيل برتقال، ماء مقطر.
أمر العمل
1. صب أكسيد الزنك في أنبوبي اختبار؛ أضف محلولًا حمضيًا (HCl أو H 2 SO 4) إلى أحدهما ومحلولًا قلويًا (NaOH أو KOH) إلى الآخر وقم بتسخينه قليلاً على مصباح الكحول.
الملاحظات:هل يذوب أكسيد الزنك في المحاليل الحمضية والقلوية؟
اكتب المعادلات
الاستنتاجات: 1. ما هو نوع الأكسيد الذي ينتمي إليه ZnO؟
2. ما هي خصائص الأكاسيد المذبذبة؟
تحضير وخصائص الهيدروكسيدات
2.1. اغمس طرف شريط المؤشر العالمي في المحلول القلوي (NaOH أو KOH). قارن اللون الناتج لشريط المؤشر بمقياس الألوان القياسي.
الملاحظات:سجل قيمة الرقم الهيدروجيني للحل.
2.2. خذ أربعة أنابيب اختبار، صب 1 مل من محلول ZnSO 4 في الأول، وCuSO 4 في الثاني، وAlCl 3 في الثالث، وFeCl 3 في الرابع. أضف 1 مل من محلول NaOH إلى كل أنبوب اختبار. اكتب الملاحظات والمعادلات للتفاعلات التي تحدث.
الملاحظات:هل يحدث هطول عند إضافة القلويات إلى محلول ملحي؟ الإشارة إلى لون الرواسب.
اكتب المعادلاتالتفاعلات التي تحدث (في الشكل الجزيئي والأيوني).
الاستنتاجات:كيف يمكن تحضير هيدروكسيدات المعادن؟
2.3. انقل نصف الرواسب التي تم الحصول عليها في التجربة 2.2 إلى أنابيب اختبار أخرى. يعالج جزء من الرواسب بمحلول H 2 SO 4 والآخر بمحلول NaOH.
الملاحظات:هل يحدث ذوبان الراسب عند إضافة القلويات والأحماض إلى الراسب؟
اكتب المعادلاتالتفاعلات التي تحدث (في الشكل الجزيئي والأيوني).
الاستنتاجات: 1. ما نوع هيدروكسيدات Zn(OH)2، Al(OH)3، Cu(OH)2، Fe(OH)3؟
2. ما هي خصائص الهيدروكسيدات المذبذبة؟
الحصول على الأملاح.
3.1. صب 2 مل من محلول CuSO 4 في أنبوب اختبار ثم قم بغمس مسمار نظيف في هذا المحلول. (التفاعل بطيء، وتظهر التغيرات على سطح الظفر بعد 5-10 دقائق).
الملاحظات:هل هناك أي تغييرات على سطح الظفر؟ ما الذي يتم إيداعه؟
اكتب معادلة تفاعل الأكسدة والاختزال.
الاستنتاجات:مع الأخذ في الاعتبار نطاق الضغوط المعدنية، يرجى الإشارة إلى طريقة الحصول على الأملاح.
3.2. ضع حبيبة واحدة من الزنك في أنبوب اختبار وأضف محلول حمض الهيدروكلوريك (HCl).
الملاحظات:هل هناك أي تطور للغاز؟
اكتب المعادلة
الاستنتاجات:اشرح هذه الطريقة للحصول على الأملاح؟
3.3. صب بعضًا من مسحوق الجير المطفأ Ca(OH)2 في أنبوب اختبار وأضف محلول HCl.
الملاحظات:هل هناك تطور للغاز؟
اكتب المعادلةيحدث التفاعل (في الشكل الجزيئي والأيوني).
خاتمة: 1. ما نوع التفاعل الذي يحدث بين الهيدروكسيد والحمض؟
2- ما المواد التي تنتج من هذا التفاعل ؟
3.5. صب 1 مل من المحاليل الملحية في أنبوبين اختبار: في الأول - كبريتات النحاس، في الثاني - كلوريد الكوبالت. أضف إلى كلا أنابيب الاختبار قطرة قطرةمحلول هيدروكسيد الصوديوم حتى يتشكل الترسيب. ثم أضف القلويات الزائدة إلى كلا أنبوبي الاختبار.
الملاحظات:أشر إلى التغيرات في لون الهطول في التفاعلات.
اكتب المعادلةيحدث التفاعل (في الشكل الجزيئي والأيوني).
خاتمة: 1. نتيجة لأي تفاعلات تتشكل الأملاح الأساسية؟
2. كيف يمكنك تحويل الأملاح الأساسية إلى أملاح متوسطة؟
مهام الاختبار:
1. من المواد المدرجة، اكتب صيغ الأملاح والقواعد والأحماض: Ca(OH) 2، Ca(NO 3) 2، FeCl 3، HCl، H 2 O، ZnS، H 2 SO 4، CuSO 4، كوه
Zn(OH) 2، NH 3، Na 2 CO 3، K 3 PO 4.
2. وضح صيغ الأكاسيد المقابلة للمواد المدرجة 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، قه (يا) 4 .
3. ما هي الهيدروكسيدات المذبذبة؟ اكتب معادلات التفاعل التي تميز امفوتيرية هيدروكسيد الألومنيوم وهيدروكسيد الزنك.
4. أي من المركبات التالية سوف تتفاعل في أزواج: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . اكتب معادلات التفاعلات المحتملة.
العمل المعملي رقم 2 (4 ساعات)
موضوع:التحليل النوعي للكاتيونات والأنيونات
هدف:إتقان تقنية إجراء التفاعلات النوعية والجماعية على الكاتيونات والأنيونات.
الجزء النظري
وتتمثل المهمة الرئيسية للتحليل النوعي في تحديد التركيب الكيميائي للمواد الموجودة في الأشياء المختلفة (المواد البيولوجية والأدوية والمواد الغذائية والأشياء البيئية). يناقش هذا العمل التحليل النوعي للمواد غير العضوية التي هي إلكتروليتات، أي التحليل النوعي للأيونات بشكل أساسي. من مجموعة الأيونات الكاملة التي تحدث، تم اختيار الأهم من الناحية الطبية والبيولوجية: (Fe 3+، Fe 2+، Zn 2+، Ca 2+، Na +، K +، Mg 2+، Cl -، PO ، ثاني أكسيد الكربون، وما إلى ذلك). تم العثور على العديد من هذه الأيونات في مختلف الأدوية والأطعمة.
في التحليل النوعي، لا يتم استخدام جميع ردود الفعل الممكنة، ولكن فقط تلك التي تكون مصحوبة بتأثير تحليلي واضح. التأثيرات التحليلية الأكثر شيوعًا: ظهور لون جديد، إطلاق الغاز، تكوين راسب.
هناك طريقتان مختلفتان بشكل أساسي للتحليل النوعي: كسور ومنهجية . في التحليل المنهجي، تُستخدم الكواشف الجماعية بالضرورة لفصل الأيونات الموجودة إلى مجموعات منفصلة، وفي بعض الحالات إلى مجموعات فرعية. وللقيام بذلك، يتم تحويل بعض الأيونات إلى مركبات غير قابلة للذوبان، ويتم ترك بعض الأيونات في المحلول. بعد فصل الراسب عن المحلول، يتم تحليلهما بشكل منفصل.
على سبيل المثال، يحتوي المحلول على أيونات A1 3+ وFe 3+ وNi 2+. إذا تعرض هذا المحلول للقلويات الزائدة، فإن راسب Fe(OH) 3 وNi(OH) 2 يترسب، و[A1(OH) 4 ] - تبقى أيونات في المحلول. سوف يذوب الراسب الذي يحتوي على هيدروكسيدات الحديد والنيكل جزئيًا عند معالجته بالأمونيا بسبب الانتقال إلى محلول 2+. وهكذا، باستخدام كاشفين - القلويات والأمونيا، تم الحصول على محلولين: أحدهما يحتوي على [A1(OH) 4 ] - أيونات، والآخر يحتوي على 2+ أيونات وترسب Fe(OH) 3. باستخدام التفاعلات المميزة، يتم بعد ذلك إثبات وجود أيونات معينة في المحاليل وفي الراسب، الذي يجب أولاً إذابته.
يستخدم التحليل المنهجي بشكل رئيسي للكشف عن الأيونات في الخلائط المعقدة متعددة المكونات. إنها كثيفة العمالة للغاية، لكن ميزتها تكمن في إضفاء الطابع الرسمي السهل على جميع الإجراءات التي تتناسب مع مخطط واضح (منهجية).
لإجراء التحليل الكسري، يتم استخدام ردود الفعل المميزة فقط. من الواضح أن وجود أيونات أخرى يمكن أن يشوه نتائج التفاعل بشكل كبير (ألوان متداخلة، هطول غير مرغوب فيه، وما إلى ذلك). لتجنب ذلك، يستخدم التحليل الجزئي بشكل أساسي تفاعلات محددة للغاية تعطي تأثيرًا تحليليًا مع عدد صغير من الأيونات. للحصول على تفاعلات ناجحة، من المهم جدًا الحفاظ على شروط معينة، خاصة الرقم الهيدروجيني. في كثير من الأحيان، في التحليل الكسري، من الضروري اللجوء إلى التقنيع، أي تحويل الأيونات إلى مركبات غير قادرة على إنتاج تأثير تحليلي باستخدام الكاشف المحدد. على سبيل المثال، يتم استخدام ثنائي ميثيل جليوكسيم للكشف عن أيون النيكل. يعطي أيون Fe 2+ تأثيرًا تحليليًا مشابهًا لهذا الكاشف. للكشف عن Ni 2+، يتم نقل أيون Fe 2+ إلى مركب فلوريد مستقر 4- أو يتأكسد إلى Fe 3+، على سبيل المثال، مع بيروكسيد الهيدروجين.
يستخدم التحليل التجزيئي للكشف عن الأيونات في المخاليط الأبسط. يتم تقليل وقت التحليل بشكل كبير، ولكن في نفس الوقت يتعين على المجرب أن يكون لديه معرفة أعمق بأنماط التفاعلات الكيميائية، حيث أنه من الصعب جدًا أن يأخذ في الاعتبار في تقنية واحدة محددة جميع الحالات المحتملة للتأثير المتبادل للأيونات على طبيعة التأثيرات التحليلية المرصودة.
في الممارسة التحليلية، ما يسمى كسور منهجي طريقة. باستخدام هذا النهج، يتم استخدام الحد الأدنى لعدد الكواشف الجماعية، مما يجعل من الممكن تحديد تكتيكات التحليل بشكل عام، والتي يتم تنفيذها بعد ذلك باستخدام الطريقة الكسرية.
وفقا لتقنية إجراء التفاعلات التحليلية، يتم تمييز التفاعلات: الرسوبية؛ بلورات مجهرية. يرافقه إطلاق المنتجات الغازية. أجريت على الورق؛ اِستِخلاص؛ الملونة في الحلول. تلوين اللهب.
عند إجراء التفاعلات الرسوبية، من الضروري ملاحظة لون وطبيعة الراسب (البلوري، غير المتبلور) إذا لزم الأمر، يتم إجراء اختبارات إضافية: يتم فحص الراسب للتأكد من قابليته للذوبان في الأحماض القوية والضعيفة والقلويات والأمونيا والفائض. من الكاشف. عند إجراء تفاعلات مصحوبة بإطلاق الغاز، يتم ملاحظة لونه ورائحته. وفي بعض الحالات، يتم إجراء اختبارات إضافية.
على سبيل المثال، إذا كان الغاز المنطلق يشتبه في أنه أول أكسيد الكربون (IV)، فسيتم تمريره عبر كمية زائدة من ماء الجير.
في التحليلات الجزئية والمنهجية، يتم استخدام التفاعلات التي يظهر خلالها لون جديد على نطاق واسع، وغالبًا ما تكون تفاعلات التعقيد أو تفاعلات الأكسدة والاختزال.
في بعض الحالات، يكون من المناسب إجراء مثل هذه التفاعلات على الورق (تفاعلات القطرات). يتم تطبيق الكواشف التي لا تتحلل في الظروف العادية على الورق مسبقًا. وهكذا، للكشف عن كبريتيد الهيدروجين أو أيونات الكبريتيد، يتم استخدام الورق المشرب بنترات الرصاص [يحدث الاسوداد بسبب تكوين كبريتيد الرصاص (II). تم الكشف عن العديد من العوامل المؤكسدة باستخدام ورق نشا اليود، أي. ورق منقوع في محاليل يوديد البوتاسيوم والنشا. في معظم الحالات، يتم تطبيق الكواشف اللازمة على الورق أثناء التفاعل، على سبيل المثال، الأليزارين لأيون A1 3+، كوبرون لأيون Cu 2+، وما إلى ذلك. لتعزيز اللون، يتم أحيانًا استخدام الاستخلاص في مذيب عضوي. للاختبارات الأولية، يتم استخدام تفاعلات لون اللهب.
