|
Названия |
||
|
Метаалюминиевая |
Метаалюминат |
|
|
Метамышьяковая |
Метаарсенат |
|
|
Ортомышьяковая |
Ортоарсенат |
|
|
Метамышьяковистая |
Метаарсенит |
|
|
Ортомышьяковистая |
Ортоарсенит |
|
|
Метаборная |
Метаборат |
|
|
Ортоборная |
Ортоборат |
|
|
Четырехборная |
Тетраборат |
|
|
Бромоводород | ||
|
Бромноватистая |
Гипобромит |
|
|
Бромноватая | ||
|
Муравьиная | ||
|
Уксусная | ||
|
Циановодород | ||
|
Угольная |
Карбонат |
|
|
Щавелевая | ||
|
Хлороводород | ||
|
Хлорноватистая |
Гипохлорит |
|
|
Хлористая | ||
|
Хлорноватая | ||
|
Перхлорат |
||
|
Метахромистая |
Метахромит |
|
|
Хромовая | ||
|
Двухромовая |
Дихромат |
|
|
Иодоводород | ||
|
Иодноватистая |
Гипоиодит |
|
|
Иодноватая | ||
|
Периодат |
||
|
Марганцовая |
Перманганат |
|
|
Марганцовистая |
Манганат |
|
|
Молибденовая |
Молибдат |
|
|
Азидоводород (азотистоводородная) | ||
|
Азотистая | ||
|
Метафосфорная |
Метафосфат |
|
|
Ортофосфорная |
Ортофосфат |
|
|
Двуфосфорная(пирофосфорная) |
Дифосфат (пирофосфат) |
|
|
Фосфористая | ||
|
Фосфорноватистая |
Гипофосфит |
|
|
Сероводород | ||
|
Родановодород | ||
|
Сернистая | ||
|
Тиосерная |
Тиосульфат |
|
|
Двусерная (пиросерная) |
Дисульфат (пиросульфат) |
|
|
Пероксодвусерная (надсерная) |
Пероксодисульфат (персульфат) |
|
|
Селеноводород | ||
|
Селенистая | ||
|
Селеновая | ||
|
Кремниевая | ||
|
Ванадиевая | ||
|
Вольфрамовая |
вольфрамат |
|
Соли – вещества, которые можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов или группой атомов.Различают 5 типов солей: средние (нормальные), кислые, основные, двойные, комплексные, отличающиеся характером образующихся при диссоциации ионов.
1.Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты. Состав соли: катион – ион металла, анион – ион кислотного остатка.Nа 2 СО 3 - карбонат натрия
Na 3 РО 4 - фосфат натрия
Nа 3 РО 4 = 3Nа + + РО 4 3-
катион анион
2.Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты. В состав аниона входят атомы водорода.
NаН 2 РО 4 =Nа + + Н 2 РО 4 -
Дигидрофосфат катион анион
Кислые соли дают только многоосновные кислоты, при недостаточном количестве взятого основания.
Н 2 SO 4 +NaOH=NaHSO 4 +H 2 O
гидросульфат
При добавлении избытка щелочи кислая соль может быть переведена в среднюю
NaHSO 4 +NaOH=Na 2 SO 4 +H 2 O
3.Основные соли – продукты неполного замещения гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток. В состав катиона входит гидроксогруппа.
CuOHCl=CuOH + +Cl -
гидроксохлорид катион анион
Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями
(основаниями, содержащими несколько гидроксильных групп), при взаимодействии их с кислотами.
Cu(OH) 2 +HCl=CuOHCl+H 2 O
Перевести основную соль в среднюю можно, действуя на нее кислотой:
CuOHCl+HCl=CuCl 2 +H 2 O
4.Двойные соли – в их состав входят катионы нескольких металлов и анионы одной кислоты
KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
сульфат калия-алюминия
Характерными свойствами всех рассмотренных типов солей являются: реакции обмена с кислотами, щелочами и друг с другом.
Для наименования солей пользуются русской и международной номенклатурой.
Русское наименование соли составляется из названия кислоты и названия металла: СаСО 3 – углекислый кальций.
Для кислых солей вводится добавка «кислый»: Са(НСО 3) 2 – кислый углекислый кальций. Для названия основных солей добавка «основная»: (СuOH) 2 SO 4 – основная сернокислая медь.
Наибольшее распространение получила международная номенклатура. Название соли по этой номенклатуре состоит из названия аниона и названия катиона: KNO 3 – нитрат калия. Если металл имеет разную валентность в соединении, то ее указывают в скобках:FeSO 4 –сульфат железа (Ш).
Для солей кислородосодержащих кислот в названии вводят суффикс «ат», если кислотообразующий элемент проявляет высшую валентность: KNO 3 – нитрат калия; суффикс «ит», если кислотообразующий элемент проявляет низшую валентность:KNO 2 – нитрит калия. В тех случаях, когда кислотообразующий элемент образует кислоты более чем в двух валентных состояниях, всегда применяют суффикс «ат». При этом если он проявляет высшую валентность, добавляют префикс «пер». Например:KClO 4 – перхлорат калия. Если кислотообразующий элемент образует низшую валентность, применяют суффикс «ит», с добавлением префикса «гипо». Например:KClO– гипохлорит калия. Для солей, образованных кислотами, содержащими разное количество воды, добавляются префиксы «мета» и «орто». Например:NaPO 3 – метафосфат натрия (соль метафосфорной кислоты),Na 3 PO 4 – ортофосфат натрия (соль ортофосфорной кислоты). В названии кислой соли вводят приставку «гидро». Например:Na 2 HPO 4 – гидрофосфат натрия (если в анионе один атом водорода) и приставку «гидро» с греческим числительным (если атомов водорода больше одного) –NaH 2 PO 4 – дигидрофосфат натрия. В названия основных солей вводится приставка «гидроксо». Например:FeOHCl– хлорид гидроксожелеза (П).
5.Комплексные соли – соединения, образующие при диссоциации комплексные ионы (заряженные комплексы). При записи комплексные ионы принято заключать в квадратные скобки. Например:
Ag(NH 3) 2 Cl = Ag(NH 3) 2 + + Cl -
K 2 PtCl 6 = 2K + + PtCl 6 2-
Cогласно представлениям, предложенным А.Вернером, в комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Так, например, в рассмотренных комплексных соединениях внутреннюю сферу составляют комплексные ионыAg(NH 3) 2 + иPtCl 6 2- , а внешнюю сферу соответственноCl - и К + . Центральный атом или ион внутренней сферы называется комплексообразователем. В предложенных соединениях этоAg +1 иPt +4 . Координированные вокруг комплексообразователя молекулы или ионы противоположного знака – лиганды. В рассматриваемых соединениях это 2NH 3 0 и 6Cl - . Число лигандов комплексного иона определяет его координационное число. В предложенных соединениях оно соответственно равно 2 и 6.
По знаку электрического заряда различают комплексы
1.Катионные (координация вокруг положительного иона нейтральных молекул):
Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2 -1 ; Al +3 (H 2 O 0) 6 Cl 3 -1
2.Анионные (координация вокруг комплексообразователя в положительной степени окисления лиганд, имеющих отрицательную степень окисления):
K 2 +1 Be +2 F 4 -1 ; К 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6
3.Нейтральные комплексы – комплексные соединения без внешней сферыPt + (NH 3 0) 2 Cl 2 - 0 . В отличие от соединений с анионными и катионными комплексами, нейтральные комплексы не являются электролитами.
Диссоциация комплексных соединений на внутреннюю и внешнюю сферы называетсяпервичной . Протекает она почти нацело по типу сильных электролитов.
Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4 +2 + 2Cl ─
К 3 Fe(CN) 6 → 3 К + +Fe(CN) 6 3 ─
Комплексный ион (заряженный комплекс) в комплексном соединении образует внутреннюю координационную сферу, остальные ионы составляют внешнюю сферу.
В комплексном соединении K 3 комплексный ион 3- , состоящий из комплексообразователя – ионаFe 3+ и лигандов – ионовCN ─ , является внутренней сферой соединения, а ионы К + образуют внешнюю сферу.
Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса связаны комплексообразователем значительно прочнее и их отщепление при диссоциации проходит лишь в незначительной степени. Обратимая диссоциация внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной .
Fe(CN) 6 3 ─ Fe 3+ + 6CN ─
Вторичная диссоциация комплекса протекает по типу слабых электролитов. Алгебраическая сумма зарядов частиц, образующихся при диссоциации комплексного иона, равна заряду комплекса.
Названия комплексных соединений, так же как и названия обычных веществ, образуются из русских названий катионов и латинских названий анионов; так же как и в обычных веществах, в комплексных соединениях первым называется анион. Если анион является комплексным, его название образуется из названия лигандов с окончанием “о” (Сl - - хлоро, ОН - - гидроксо и т.п.) и латинского названия комплексообразователя с суффиксом “ат”; число лигандов как обычно указывается соответствующим числительным. Если комплексообразователь является элементом, способным проявлять переменную степень окисления, численное значение степени окисления, как и в названиях обычных соединений, указывается римской цифрой в круглых скобках
Пример:Названия комплексных соединений с комплексным анионом.
K 3 – гексацианоферрат (III) калия
Комплексные катионы в подавляющем большинстве случаев в качестве лигандов содержат нейтральные молекулы воды Н 2 О, называемые “аква”, или аммиакаNH 3 , называемые “аммин”. В первом случае комплексные катионы называются аквакомплексами, во втором – аммиакатами. Название комплексного катиона состоит из названия лигандов с указанием их количества и русского названия комплексообразователя с обозначенным значением его степени окисления, если это необходимо.
Пример: Названия комплексных соединений с комплексным катионом.
Cl 2 – хлорид тетрамминцинка
Комплексы, несмотря на их устойчивость, могут разрушаться в реакциях, при которых происходит связывание лигандов в ещё более устойчивые слабодиссоциирущие соединения.
Пример: Разрушение гидроксокомплекса кислотой вследствие образования слабодиссоциируюших молекул Н 2 О.
K 2 + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + ZnSO 4 + 2H 2 O.
Название комплексного соединения начинают с указания состава внутренней сферы, потом называют центральный атом и степень его окисления.
Во внутренней сфере сначала называют анионы, прибавляя к латинскому названию окончание «о».
F -1 – фторо Сl - - хлороCN - - цианоSO 2 -2 –сульфито
ОН - - гидроксоNO 2 - - нитрито и т.д.
Затем называют нейтральные лиганды:
NH 3 – аммин Н 2 О – аква
Число лигандов отмечают греческими числительными:
I– моно (как правило не указывается), 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 –гекса. Далее переходят к названию центральатома (комплексообразователя). При этом учитывают следующее:
Если комплексообразователь входит в состав катиона, то используют русское название элемента и в скобках указывают римскими цифрами степень его окисления;
Если комплексообразователь входит в состав аниона, то употребляют латинское название элемента, перед ним указывают степень его окисления, а в конце прибавляют окончание – «ат».
После обозначения внутренней сферы указывают катионы или анионы, находящиеся во внешней сфере.
При образовании названия комплексного соединения надо помнить, что лиганды, входящие в его состав могут быть смешанными: электронейтральные молекулы и заряженные ионы; или заряженные ионы разных видов.
Ag +1 NH 3 2 Cl– хлорид диамин-серебра (I)
K 3 Fe +3 CN 6 - гексациано (Ш) феррат калия
NH 4 2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – дигидроксотетрахлоро (IV) платинат аммония
Pt +2 NH 3 2 Cl 2 -1 о - диамминодихлорид-платина х)
Х) в нейтральных комплексах название комплексообразователя даётся в именительном падеже
Кислоты – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода (способных замещаться атомами металла), связанных с кислотным остатком.
Общая характеристика
Кислоты классифицируются на бескислородные и кислородосодержащие, а также на органические и неорганические.
Рис. 1. Классификация кислот – бескислородные и кислородосодержащие.
Бескислородные кислоты – это растворы в воде таких бинарных соединений, как галогеноводороды или сероводород. В растворе полярная ковалентная связь между водородом и электроотрицательным элементом поляризуется под действием дипольных молекул воды, и молекулы распадаются на ионы. присутствие ионов водорода в веществе и позволяет называть водные растворы этих бинарных соединений кислотами.
Кислоты называют от названия бинарного соединения прибавлением окончания -ная. например, HF – фтороводородная кислота. Анион кислоты называют по названию элемента прибавлением окончания -ид, например, Cl – хлорид.
Кислородосодержащие кислоты (оксокислоты) – это кислотные гидроксиды, диссоциирующие по кислотному типу, то есть как протолиты. Общая формула их – Э(ОН)mOn, где Э – неметалл или металл с переменной валентностью в высшей степени окисления. при условии, когда n равно 0, то кислота слабая (H 2 BO 3 – борная), если n=1, то кислота либо слабая, либо средней силы (H 3 PO 4 -ортофосфорная), если n больше или равно 2, то кислота считается сильной (H 2 SO 4).
Рис. 2. Серная кислота.
Кислотным гидроксидам соответствуют кислотные оксиды или ангидриды кислот, например, серной кислоте соответствует серный ангидрид SO 3 .
Химические свойства кислот
Для кислот характерен ряд свойств, которые отличают их от солей и других химических элементов:
- Действие на индикаторы. Как протолиты кислоты диссоциируют с образованием ионов H+, которые изменяют окраску индикаторов: фиолетовый раствор лакмуса становится красным, а оранжевый раствор метилоранжа становится розовым. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем каждая последующая стадия идет труднее предыдущей, так как на второй и третьей ступенях диссоциируют все более слабые электролиты:
H 2 SO 4 =H+ +HSO 4 –
В зависимости от того, является ли кислота концентрированной или разбавленной зависит цвет индикатора. Так, например, при опускании лакмуса в концентрированную серную кислоту, индикатор становится красным, в разбавленной же серной кислоте цвет не изменится.
- Реакция нейтрализации , то есть взаимодействие кислот с основаниями, в результате чего происходит образование соли и воды, идет всегда, если хотя бы один из реагентов сильный (основание или кислота). Реакция не идет, если кислота слабая, основание нерастворимо. Например, не идет реакция:
H 2 SiO 3 (слабая, нерастворимая в воде кислота)+ Cu(OH) 2 – реакция не идет
Но в других случаях реакция нейтрализации с этими реагентами идет:
H 2 SiO 3 +2KOH (щелочь)=K 2 SiO 3 +2H 2 O
- Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
Fe 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Fe 2 (SO 4) 3 +3H 2 O
- Взаимодействие кислот с металлами , стоящими в ряду напряжений левее водорода, приводит к процессу, в результате которого образуется соль, и выделяется водород. Эта реакция идет легко, если кислота достаточно сильная.
Азотная кислота и концентрированная серная кислоты реагируют с металлами за счет восстановления не водорода, а центрального атома:
Mg+H 2 SO 4 +MgSO 4 +H 2
- Взаимодействие кислот с солями происходит, если в результате образуется слабая кислота. Если соль, реагирующая с кислотой, растворима в воде, то реакция пойдет также в том случае, если образуется нерастворимая соль:
Na 2 SiO 3 (растворимая соль слабой кислоты)+2HCl (сильная кислота)=H 2 SiO 3 (слабая нерастворимая кислота)+2NaCl (растворимая соль)
Многие кислоты находят применение в промышленности, например, уксусная кислота необходима для консервирования мясных и рыбных продуктов
7. Кислоты. Соли. Взаимосвязь между классами неорганических веществ
7.1. Кислоты
Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых в качестве положительно заряженных ионов образуются только катионы водорода H + (точнее - ионы гидроксония H 3 O +).
Другое определение: кислоты - это сложные вещества, состоящие из атома водорода и кислотных остатков (табл. 7.1).
Таблица 7.1
Формулы и названия некоторых кислот, кислотных остатков и солей
| Формула кислоты | Название кислоты | Кислотный остаток (анион) | Название солей (средних) |
|---|---|---|---|
| HF | Фтористоводородная (плавиковая) | F − | Фториды |
| HCl | Хлористоводородная (соляная) | Cl − | Хлориды |
| HBr | Бромистоводородная | Br − | Бромиды |
| HI | Иодистоводородная | I − | Иодиды |
| H 2 S | Сероводородная | S 2− | Сульфиды |
| H 2 SO 3 | Сернистая | SO 3 2 − | Сульфиты |
| H 2 SO 4 | Серная | SO 4 2 − | Сульфаты |
| HNO 2 | Азотистая | NO 2 − | Нитриты |
| HNO 3 | Азотная | NO 3 − | Нитраты |
| H 2 SiO 3 | Кремниевая | SiO 3 2 − | Силикаты |
| HPO 3 | Метафосфорная | PO 3 − | Метафосфаты |
| H 3 PO 4 | Ортофосфорная | PO 4 3 − | Ортофосфаты (фосфаты) |
| H 4 P 2 O 7 | Пирофосфорная (двуфосфорная) | P 2 O 7 4 − | Пирофосфаты (дифосфаты) |
| HMnO 4 | Марганцевая | MnO 4 − | Перманганаты |
| H 2 CrO 4 | Хромовая | CrO 4 2 − | Хроматы |
| H 2 Cr 2 O 7 | Дихромовая | Cr 2 O 7 2 − | Дихроматы (бихроматы) |
| H 2 SeO 4 | Селеновая | SeO 4 2 − | Селенаты |
| H 3 BO 3 | Борная | BO 3 3 − | Ортобораты |
| HClO | Хлорноватистая | ClO – | Гипохлориты |
| HClO 2 | Хлористая | ClO 2 − | Хлориты |
| HClO 3 | Хлорноватая | ClO 3 − | Хлораты |
| HClO 4 | Хлорная | ClO 4 − | Перхлораты |
| H 2 CO 3 | Угольная | CO 3 3 − | Карбонаты |
| CH 3 COOH | Уксусная | CH 3 COO − | Ацетаты |
| HCOOH | Муравьиная | HCOO − | Формиаты |
При обычных условиях кислоты могут быть твердыми веществами (H 3 PO 4 , H 3 BO 3 , H 2 SiO 3) и жидкостями (HNO 3 , H 2 SO 4 , CH 3 COOH). Эти кислоты могут существовать как в индивидуальном (100%-ном виде), так и в виде разбавленных и концентрированных растворов. Например, как в индивидуальном виде, так и в растворах известны H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH.
Ряд кислот известны только в растворах. Это все галогеноводородные (HCl, HBr, HI), сероводородная H 2 S, циановодородная (синильная HCN), угольная H 2 CO 3 , сернистая H 2 SO 3 кислота, которые представляют собой растворы газов в воде. Например, соляная кислота - это смесь HCl и H 2 O, угольная - смесь CO 2 и H 2 O. Понятно, что употреблять выражение «раствор соляной кислоты» неправильно.
Большинство кислот растворимы в воде, нерастворима кремниевая кислота H 2 SiO 3 . Подавляющее число кислот имеют молекулярное строение. Примеры структурных формул кислот:
В большинстве молекул кислородсодержащих кислот все атомы водорода связаны с кислородом. Но есть и исключения:
Кислоты классифицируют по ряду признаков (табл. 7.2).
Таблица 7.2
Классификация кислот
| Признак классификации | Тип кислоты | Примеры |
|---|---|---|
| Число ионов водорода, образующихся при полной диссоциации молекулы кислоты | Одноосновные | HCl, HNO 3 , CH 3 COOH |
| Двухосновные | H 2 SO 4 , H 2 S, H 2 CO 3 | |
| Трехосновные | H 3 PO 4 , H 3 AsO 4 | |
| Наличие или отсутствие в молекуле атома кислорода | Кислородсодержащие (кислотные гидроксиды, оксокислоты) | HNO 2 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 4 |
| Бескислородные | HF, H 2 S, HCN | |
| Степень диссоциации (сила) | Сильные (полностью диссоциируют, сильные электролиты) | HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (разб), HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7 |
| Слабые (диссоциируют частично, слабые электролиты) | 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 , H 2 SO 4 (конц) | |
| Окислительные свойства | Окислители за счет ионов Н + (условно кислоты-неокислители) | HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (разб), H 3 PO 4 , CH 3 COOH |
| Окислители за счет аниона (кислоты-окислители) | HNO 3 , HMnO 4 , H 2 SO 4 (конц), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Восстановители за счет аниона | HCl, HBr, HI, H 2 S (но не HF) | |
| Термическая устойчивость | Существуют только в растворах | H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , HClO, HClO 2 |
| Легко разлагаются при нагревании | H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3 | |
| Термически устойчивы | H 2 SO 4 (конц), H 3 PO 4 |
Все общие химические свойства кислот обусловлены наличием в их водных растворах избытка катионов водорода H + (H 3 O +).
1. Вследствие избытка ионов H + водные растворы кислот изменяют окраску лакмуса фиолетового и метилоранжа на красную, (фенолфталеин окраску не изменяет, остается бесцветным). В водном растворе слабой угольной кислоты лакмус не красный, а розовый, раствор над осадком очень слабой кремниевой кислоты вообще не изменяет окраску индикаторов.
2. Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и амфотерными гидроксидами, гидратом аммиака (см. гл. 6).
Пример 7.1. Для осуществления превращения BaO → BaSO 4 можно использовать: а) SO 2 ; б) H 2 SO 4 ; в) Na 2 SO 4 ; г) SO 3 .
Решение. Превращение можно осуществить, используя H 2 SO 4:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO 3 = BaSO 4
Na 2 SO 4 с BaO не реагирует, а в реакции BaO с SO 2 образуется сульфит бария:
BaO + SO 2 = BaSO 3
Ответ : 3).
3. Кислоты реагируют с аммиаком и его водными растворами с образованием солей аммония:
HCl + NH 3 = NH 4 Cl - хлорид аммония;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - сульфат аммония.
4. Кислоты-неокислители с образованием соли и выделением водорода реагируют с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:
H 2 SO 4 (разб) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2
Взаимодействие кислот-окислителей (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц)) с металлами очень специфично и рассматривается при изучении химии элементов и их соединений.
5. Кислоты взаимодействуют с солями. Реакция имеет ряд особенностей:
а) в большинстве случаев при взаимодействии более сильной кислоты с солью более слабой кислоты образуется соль слабой кислоты и слабая кислота или, как говорят, более сильная кислота вытесняет более слабую. Ряд убывания силы кислот выглядит так:
Примеры протекающих реакций:
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2
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
3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4
Не взаимодействуют между собой, например, KCl и H 2 SO 4 (разб), NaNO 3 и H 2 SO 4 (разб), K 2 SO 4 и HCl (HNO 3 , HBr, HI), K 3 PO 4 и H 2 CO 3 , CH 3 COOK и H 2 CO 3 ;
б) в некоторых случаях более слабая кислота вытесняет из соли более сильную:
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4
3AgNO 3 (разб) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3 .
Такие реакции возможны тогда, когда осадки полученных солей не растворяются в образующихся разбавленных сильных кислотах (H 2 SO 4 и HNO 3);
в) в случае образования осадков, нерастворимых в сильных кислотах, возможно протекание реакции между сильной кислотой и солью, образованной другой сильной кислотой:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
Пример 7.2. Укажите ряд, в котором приведены формулы веществ, которые реагируют с H 2 SO 4 (разб).
1) Zn, Al 2 O 3 , KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF;2) Cu(OH) 2 , K 2 CO 3 , Ag; 4) Na 2 SO 3 , Mg, Zn(OH) 2 .
Решение. С H 2 SO 4 (разб) взаимодействуют все вещества ряда 4):
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2
Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O
В ряду 1) неосуществима реакция с KCl (p-p), в ряду 2) - с Ag, в ряду 3) - с NaNO 3 (p-p).
Ответ : 4).
6. Очень специфически в реакциях с солями ведет себя концентрированная серная кислота. Это нелетучая и термически устойчивая кислота, поэтому из твердых (!) солей вытесняет все сильные кислоты, так как они более летучие, чем H 2 SO 4 (конц):
KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) KHSO 4 + HCl
2KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) K 2 SO 4 + 2HCl
Соли, образованные сильными кислотами (HBr, HI, HCl, HNO 3 , HClO 4), реагируют только с концентрированной серной кислотой и только находясь в твердом состоянии
Пример 7.3. Концентрированная серная кислота, в отличие от разбавленной, реагирует:
3) KNO 3 (тв);
Решение. С KF, Na 2 CO 3 и Na 3 PO 4 реагируют обе кислоты, а с KNO 3 (тв) - только H 2 SO 4 (конц).
Ответ : 3).
Способы получения кислот весьма разнообразны.
Бескислородные кислоты получают:
- растворением в воде соответствующих газов:
HCl (г) + H 2 O (ж) → HCl (p-p)
H 2 S (г) + H 2 O (ж) → H 2 S (р-р)
- из солей вытеснением более сильными или менее летучими кислотами:
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) = KHSO 4 + HCl
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3
Кислородсодержащие кислоты получают:
- растворением соответствующих кислотных оксидов в воде, при этом степень окисления кислотообразующего элемента в оксиде и кислоте остается одинаковой (исключение - NO 2):
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4
- окислением неметаллов кислотами-окислителями:
S + 6HNO 3 (конц) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
- вытеснением сильной кислоты из соли другой сильной кислоты (если выпадает нерастворимый в образующихся кислотах осадок):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (разб) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
- вытеснением летучей кислоты из ее солей менее летучей кислотой.
С этой целью чаще всего используют нелетучую термически устойчивую концентрированную серную кислоту:
NaNO 3 (тв) + H 2 SO 4 (конц) NaHSO 4 + HNO 3
KClO 4 (тв) + H 2 SO 4 (конц) KHSO 4 + HClO 4
- вытеснением более слабой кислоты из ее солей более сильной кислотой:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4
NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2
K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓
Кислоты - это такие химические соединения, которые способны отдавать электрически заряженный ион (катион) водорода, а также принимать два взаимодействущих электрона, вследствие чего образуется ковалентная связь.
В данной статье мы рассмотрим основные кислоты, которые изучают в средних классах общеобразовательных школ, а также узнаем множество интересных фактов о самых разных кислотах. Приступим.
Кислоты: виды
В химии существует множество самых разнообразных кислот, которые имеют самые разные свойства. Химики различают кислоты по содержанию в составе кислорода, по летучести, по растворимости в воде, силе, устойчивости, принадлежности к органическому или неорганическому классу химических соединений. В данной статье мы рассмотрим таблицу, в которой представлены самые известные кислоты. Таблица поможет запомнить название кислоты и ее химическую формулу.
Итак, все наглядно видно. В данной таблице представлены самые известные в химической промышленности кислоты. Таблица поможет намного быстрее запомнить названия и формулы.
Сероводородная кислота
H 2 S - это сероводородная кислота. Ее особенность заключается в том, что она еще и является газом. Сероводород очень плохо растоворяется в воде, а также взаимодействует с очень многими металлами. Сероводородная кислота относится к группе "слабые кислоты", примеры которых мы рассмотрим в данной статье.
H 2 S имеет немного сладковатый вкус, а также очень резкий запах тухлых яиц. В природе ее можно встретить в природном или вулканическом газах, а также она выделяется при гниении белка.
Свойства кислот очень разнообразны, даже если кислота незаменима в промышленности, то может быть очень неполезна для здоровья человека. Данная кислота очень токсична для человека. При вдыхании небольшого количество сероводорода у человека пробуждается головная боль, начинается сильная тошнота и головокружение. Если же человек вдохнет большое количество H 2 S, то это может привести к судорогам, коме или даже мгновенной смерти.
Серная кислота
H 2 SO 4 - это сильная серная кислота, с которой дети знакомятся на уроках химии еще в 8-м классе. Химические кислоты, такие как серная, являются очень сильными окислителями. H 2 SO 4 действует как окислитель на очень многие металлы, а также основные оксиды.
H 2 SO 4 при попадании на кожу или одежду вызывает химические ожоги, однако она не так токсична, как сероводород.
Азотная кислота
В нашем мире очень важны сильные кислоты. Примеры таких кислот: HCl, H 2 SO 4 , HBr, HNO 3 . HNO 3 - это всем известная азотная кислота. Она нашла широкое применение в промышленности, а также в сельском хозяйстве. Ее используют для изготовления различных удобрений, в ювелирном деле, при печати фотографий, в производстве лекарственных препаратов и красителей, а также в военной промышленности.
Такие химические кислоты, как азотная, являются очень вредными для организма. Пары HNO 3 оставляют язвы, вызывают острые воспаления и раздражения дыхательных путей.
Азотистая кислота
Азотистую кислоту очень часто путают с азотной, но разница между ними есть. Дело в том, что намного слабее азотной, у нее совершенно другие свойства и действие на организм человека.
HNO 2 нашла широкое применение в химической промышленности.
Плавиковая кислота
Плавиковая кислота (или фтороводород) - это раствор H 2 O c HF. Формула кислоты - HF. Плавиковая кислота очень активно используется в алюминиевой промышленности. Ею растворяют силикаты, травят кремний, силикатное стекло.
Фтороводород является очень вредным для организма человека, в зависимости от его концентрации может быть легким наркотиком. При попадании на кожу сначала никаких изменений, но уже через несколько минут может появиться резкая боль и химический ожог. Плавиковая кислота очень вредна для окружающего мира.
Соляная кислота
HCl - это хлористый водород, является сильной кислотой. Хлористый водород сохраняет свойства кислот, относящихся к группе сильных. На вид кислота прозрачна и бесцветна, а на воздухе дымится. Хлористый водород широко применяется в металлургической и пищевой промышленностях.
Данная кислота вызывает химические ожоги, но особо опасно ее попадание в глаза.
Фосфорная кислота
Фосфорная кислота (H 3 PO 4) - это по своим свойствам слабая кислота. Но даже слабые кислоты могут иметь свойства сильных. Например, H 3 PO 4 используют в промышленности для восстановления железа из ржавчины. Помимо этого, форсфорная (или ортофосфорная) кислота широко используется в сельском хозяйстве - из нее изготавливают множество разнообразных удобрений.
Свойства кислот очень схожи - практически каждая из них очень вредна для организма человека, H 3 PO 4 не является исключением. Например, эта кислота также вызывает сильные химические ожоги, кровотечения из носа, а также крошение зубов.
Угольная кислота
H 2 CO 3 - слабая кислота. Ее получают при растворении CO 2 (углекислый газ) в H 2 O (вода). Угольную кислоту используют в биологии и биохимии.
Плотность различных кислот
Плотность кислот занимает важное место в теоретической и практической частях химии. Благодаря знанию плотности можно определить концентрацию той или иной кислоты, решить расчетные химические задачи и добавить правильное количество кислоты для совершения реакции. Плотность любой кислоты меняется в зависимости от концентрации. Например, чем больше процент концентрации, тем больше и плотность.
Общие свойства кислот
Абсолютно все кислоты являются (то есть состоят из нескольких элементов таблицы Менделеева), при этом обязательно включают в свой состав H (водород). Далее мы рассмотрим которые являются общими:
- Все кислородсодержащие кислоты (в формуле которых присутствует O) при разложении образуют воду, а также А бескислородные при этом разлагаются на простые вещества (например, 2HF разлагается на F 2 и H 2).
- Кислоты-окислители взаимодействуют со всеми металлами в ряду активности металлов (только с теми, которые расположены слева от H).
- Взаимодействуют с различными солями, но только с теми, которые были образованы еще более слабой кислотой.
По своим физическим свойствам кислоты резко отличаются друг от друга. Ведь они могут иметь запах и не иметь его, а также быть в самых разных агрегатных состояниях: жидких, газообразных и даже твердых. Очень интересны для изучения твердые кислоты. Примеры таких кислот: C 2 H 2 0 4 и H 3 BO 3 .
Концентрация
Концентрацией называют величину, которая определяет количественный состав любого раствора. Например, химикам часто необходимо определить то, сколько в разбавленной кислоте H 2 SO 4 находится чистой серной кислоты. Для этого они наливают небольшое количество разбавленной кислоты в мерный стакан, взвешивают и определяют концентрацию по таблице плотности. Концентрация кислот узко взаимосвязана с плотностью, часто на определение концетрации встречаются расчетные задачи, где нужно определить процентное количество чистой кислоты в растворе.
Классификация всех кислот по количеству атомов H в их химической формуле
Одной из самых популярных классификаций является разделение всех кислот на одноосновные, двухосновные и, соответственно, трехосновные кислоты. Примеры одноосновных кислот: HNO 3 (азотная), HCl (хлороводородная), HF (фтороводородная) и другие. Данные кислоты называются одноосновными, так как в их составе присутствует всего лишь один атом H. Таких кислот множество, абсолютно каждую запомнить невозможно. Нужно лишь запомнить, что кислоты классифицируют и по количеству атомов H в их составе. Аналогично определяются и двухосновные кислоты. Примеры: H 2 SO 4 (серная), H 2 S (сероводородная), H 2 CO 3 (угольная) и другие. Трехосновные: H 3 PO 4 (фосфорная).
Основная классификация кислот
Одной из самых популярных классификаций кислот является разделение их на кислородосодержащие и бескислородные. Как запомнить, не зная химической формулы вещества, что это кислота кислородосодержащая?
У всех бескислородных кислот в составе отсутствует важный элемент O - кислород, но зато в составе есть H. Поэтому к их названию всегда приписывается слово "водородная". HCl - это a H 2 S - сероводородная.
Но и по названиям кислосодержащих кислот можно написать формулу. Например, если число атомов O в веществе - 4 или 3, то к названию всегда прибавляется суффикс -н-, а также окончание -ая-:
- H 2 SO 4 - серная (число атомов - 4);
- H 2 SiO 3 - кремниевая (число атомов - 3).
Если же в веществе меньше трех атомов кислорода или три, то в названии используется суффикс -ист-:
- HNO 2 - азотистая;
- H 2 SO 3 - сернистая.
Общие свойства
Все кислоты имеют вкус кислый и часто немного металлический. Но есть и другие схожие свойства, которые мы сейчас рассмотрим.
Есть такие вещества, которые называются индикаторами. Индикаторы изменяют свой цвет, или же цвет остается, но меняется его оттенок. Это происходит в то время, когда на индикаторы действуют какие-то другие вещества, например кислоты.
Примером изменения цвета может служить такой привычный многим продукт, как чай, и лимонная кислота. Когда в чай бросают лимон, то чай постепенно начинает заметно светлеть. Это происходит из-за того, что в лимоне содержится лимонная кислота.
Существуют и другие примеры. Лакмус, который в нейтральной среде имеет сиреневый цвет, при добавлении соляной кислоты становится красным.
При находящимися в ряду напряженности до водорода, выделяются пузырьки газа - H. Однако если в пробирку с кислотой поместить металл, который находится в ряду напряженности после H, то никакой реакции не произойдет, выделения газа не будет. Так, медь, серебро, ртуть, платина и золото с кислотами реагировать не будут.
В данной статье мы рассмотрели самые известные химические кислоты, а также их главные свойства и различия.