① Salzsäure (HCl)
Die meisten Chloride sind wasserlöslich. Metalle, die in der elektrochemischen Reihe vor Wasserstoff stehen-sowie die meisten Metalloxide und -carbonate-sind in Salzsäure löslich. Darüber hinaus weist das Chloridion (Cl⁻) bestimmte reduzierende Eigenschaften auf und kann mit vielen Metallionen Komplexionen bilden, wodurch die Auflösung von Proben erleichtert wird. Es wird üblicherweise zum Auflösen von Proben wie Hämatit (Fe₂O₃), Stibnit (Sb₂S₃), Carbonaten und Pyrolusit (MnO₂) verwendet.
② Salpetersäure (HNO₃)
Diese Säure besitzt stark oxidierende Eigenschaften und fast alle Nitrate sind wasserlöslich. Mit Ausnahme von Platin, Gold und bestimmten seltenen Metallen ist konzentrierte Salpetersäure in der Lage, fast alle Metalle und deren Legierungen aufzulösen. Metalle wie Eisen, Aluminium und Chrom unterliegen einer Passivierung, wenn sie Salpetersäure ausgesetzt werden. Durch Zugabe einer nicht-oxidierenden Säure-wie Salzsäure-während des Auflösungsprozesses zur Entfernung des entstehenden Oxidfilms können diese Metalle jedoch wirksam aufgelöst werden. Fast alle Sulfide sind auch in Salpetersäure löslich; Allerdings sollte zuerst Salzsäure zugegeben werden, damit sich der Schwefel in Form von H₂S verflüchtigen kann, wodurch verhindert wird, dass elementarer Schwefel die Probe einschließt und deren Zersetzung behindert. Darüber hinaus ist Salpetersäure äußerst instabil; Bei Erhitzung oder Lichteinwirkung kann es sich in Wasser, Stickstoffdioxid und Sauerstoff zersetzen. Darüber hinaus ist die Zersetzung der Salpetersäure umso leichter, je höher die Konzentration ist. Aufgrund ihrer stark oxidierenden Natur reagiert Salpetersäure mit verschiedenen Metallen, Nichtmetallen und reduzierenden Substanzen; Infolgedessen nimmt der Oxidationszustand des Stickstoffs ab und es entsteht entweder Stickstoffdioxid oder Stickoxid (konzentrierte Salpetersäure reagiert mit Metallen, Nichtmetallen usw. unter Bildung von Stickstoffdioxid, während verdünnte Salpetersäure Stickoxid erzeugt). Darüber hinaus reagiert Salpetersäure mit Proteinen, wodurch diese gelb werden.
③ Schwefelsäure (H₂SO₄)
Mit Ausnahme von Calcium, Strontium, Barium und Blei sind die Sulfate aller anderen Metalle wasserlöslich. Heiße, konzentrierte Schwefelsäure weist stark oxidierende und entwässernde Eigenschaften auf; Es wird häufig zum Auflösen von Metallen wie Eisen, Kobalt und Nickel sowie von Metalllegierungen verwendet, die Aluminium, Beryllium, Antimon, Mangan, Thorium, Uran und Titan enthalten. Es wird auch häufig zur Zersetzung organischer Stoffe in Proben wie dem Boden eingesetzt. Schwefelsäure hat einen relativ hohen Siedepunkt (338 Grad); Wenn daher die Anionen von Säuren mit niedrigerem Siedepunkt-wie Salpetersäure, Salzsäure oder Flusssäure-analytische Bestimmungen stören, wird häufig Schwefelsäure zugesetzt und die Lösung eingedampft, bis sich weiße Dämpfe (SO₃) entwickeln, um die störenden Anionen zu vertreiben.
④ Selensäure (H₂SeO₄)
Molekulargewicht: 144,9. Ein weißer, hexagonal-prismatischer kristalliner Feststoff, der stark hygroskopisch ist. Schmelzpunkt (Grad): 58; Siedepunkt (Grad): 260 (zersetzt sich). Relative Dichte: 2,95 × 10³ kg/m³. Es ist in Wasser gut löslich, in wässrigem Ammoniak unlöslich und in Schwefelsäure löslich. Es ist nicht-brennbar, besitzt aber starke ätzende und reizende Eigenschaften, die zu Verbrennungen des menschlichen Gewebes führen können. Es weist eine starke Oxidationskraft und einen starken Säuregehalt auf (beide sind stärker als die von Schwefelsäure). Seine wässrigen Lösungen sind ätzend und stark reizend.
⑤ Phosphorsäure (H₃PO₄)
Das Phosphatanion besitzt eine sehr starke koordinierende Fähigkeit; Folglich können fast 90 % aller Erze in Phosphorsäure gelöst werden. Dazu gehören viele Erze, die in anderen Säuren unlöslich sind-wie Chromit, Ilmenit, Kolumbit-Tantalit und Rutil-und es ist auch hochwirksam beim Auflösen von Legierungen mit hohen Konzentrationen an Kohlenstoff, Chrom und Wolfram. Bei Verwendung von Phosphorsäure als alleinigem Lösungsmittel sollten die Reaktionsbedingungen im Allgemeinen auf einen Temperaturbereich von 500–600 Grad und eine Dauer von nicht mehr als 5 Minuten kontrolliert werden. Bei zu hoher Temperatur oder längerer Reaktionszeit kann es zur Ausfällung unlöslicher Pyrophosphate oder zur Bildung von Polysilicophosphaten kommen, die am Boden des Reaktionsgefäßes anhaften; Gleichzeitig kann dieser Prozess auch zur Korrosion der Glaswaren führen. Reine Phosphorsäure liegt als farblose Kristalle mit einem Schmelzpunkt von 42,3 Grad vor; Es handelt sich um eine hoch-siedende-Säure, die in Wasser leicht löslich ist. Phosphorsäure ist eine triprotische, mäßig starke Säure, die in drei verschiedenen Schritten ionisiert wird; Es ist weder flüchtig noch anfällig für Zersetzung und weist praktisch keine oxidierenden Eigenschaften auf.
⑥ Perchlorsäure (HClO₄)
Heiße, konzentrierte Perchlorsäure besitzt äußerst starke Oxidationseigenschaften und löst dadurch Stahl und verschiedene Aluminiumlegierungen schnell auf. Es ist die stärkste bekannte anorganische Säure. Es ist in der Lage, Elemente wie Cr, V und S zu ihren höchstmöglichen Oxidationsstufen zu oxidieren. Der Siedepunkt von Perchlorsäure beträgt 203 Grad; Wenn es bis zur Rauchentwicklung verdampft wird, vertreibt es effektiv Säuren mit niedrigerem -Siedepunkt- und hinterlässt einen Rückstand, der leicht in Wasser löslich ist. Auch in der gravimetrischen Analyse zur Bestimmung von SiO₂ wird Perchlorsäure häufig als Dehydratisierungsmittel eingesetzt. Beim Umgang mit HClO₄ muss der Kontakt mit organischen Stoffen unbedingt vermieden werden, um Explosionsgefahr vorzubeugen.
⑦ Flusssäure (HF)
Flusssäure ist eine sehr schwache Säure (eine Mischung aus Flusssäure und Antimonpentafluorid-bekannt als Fluorantimonsäure-ist jedoch eine extrem starke Säure, 2 × 10¹⁹-mal stärker als reine Schwefelsäure). Dennoch besitzt das Fluoridion (F⁻) eine starke koordinierende Fähigkeit; Es kann mit Ionen wie Fe³⁺, Al³⁺, Ti(IV), Zr(IV), W(V), Nb(V), Ta(V) und U(VI) komplexe Ionen bilden und sie dadurch wasserlöslich machen. Es kann auch mit Silizium zu SiF₄ reagieren, das dann als Gas entweicht. Es kann Glas angreifen.
⑧ Bromwasserstoffsäure (HBr)
Eine farblose oder blassgelbe Flüssigkeit, die leicht raucht. Molekulargewicht: 80,92; relative Gasdichte (gegenüber Luft=1): 3,5; relative Flüssigkeitsdichte: 2,77 (bei -67 Grad); relative Dichte einer 47 %igen wässrigen HBr-Lösung: 1,49. Schmelzpunkt: -88,5 Grad; Siedepunkt: -67,0 Grad. Es ist in organischen Lösungsmitteln wie Chlorbenzol und Diethoxymethan gut löslich. Es ist mit Wasser, Alkoholen und Essigsäure mischbar. Wenn es Luft und Sonnenlicht ausgesetzt wird, verdunkelt es sich aufgrund der Freisetzung von freiem Brom allmählich. Es ist eine starke Säure und hat einen stechenden Geruch, der dem von Salzsäure ähnelt. Mit Ausnahme von Metallen wie Platin, Gold und Tantal korrodiert es alle anderen Metalle und bildet die entsprechenden Metallbromide. Es weist außerdem stark reduzierende Eigenschaften auf und kann durch Luftsauerstoff oder andere Oxidationsmittel zu Brom oxidiert werden.
⑨ Iodwasserstoffsäure (HI)
Es reagiert heftig mit Substanzen wie Fluor, Salpetersäure und Kaliumchlorat. Der Kontakt mit Alkalimetallen kann zu einer Explosion führen. Beim Erhitzen der Substanz können giftige Joddämpfe entstehen. Bei Kontakt mit Wasser oder Wasserdampf wird es stark ätzend und kann zu Verätzungen der Haut führen.
⑩ Blausäure (HCN)
Chemischer Name (Chinesisch): Qinghuaqing (Wasserstoffcyanid) / Qingcuansuan (Wasserstoffsäure-wässrige Lösung);
Chemischer Name (Englisch): Hydrogen Cyanide.
Technisches Datenblatt:
- Code: 826
- CAS-Nr.: 74-90-8
- Summenformel: HCN
- Molekülstruktur: Das Kohlenstoffatom bildet Bindungen unter Verwendung sp-hybridisierter Orbitale; Es liegt eine Kohlenstoff-Stickstoff-Dreifachbindung vor, die das Molekül zu einem polaren Molekül macht.
- Molekulargewicht: 27,03
