Списък на минерални киселини. Неорганични киселини

Наименования на някои неорганични киселини и соли

Нека накратко да ви напомня, като използвам конкретни примери, как трябва да се наричат ​​правилно солите.

Пример 1. Солта K 2 SO 4 се образува от остатък от сярна киселина (SO 4) и метал K. Солите на сярната киселина се наричат ​​сулфати. K 2 SO 4 - калиев сулфат.

Пример 2. FeCl 3 - солта съдържа желязо и остатък от солна киселина (Cl). Име на солта: железен (III) хлорид. Моля, обърнете внимание: в този случай трябва не само да назовем метала, но и да посочим неговата валентност (III). В предишния пример това не беше необходимо, тъй като валентността на натрия е постоянна.

Важно: името на солта трябва да показва валентността на метала само ако металът има променлива валентност!

Пример 3. Ba(ClO) 2 - солта съдържа барий и остатъка от хипохлорна киселина (ClO). Име на солта: бариев хипохлорит. Валентността на метала Ba във всички негови съединения е две, не е необходимо да се посочва.

Пример 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Групата NH4 се нарича амоний, валентността на тази група е постоянна. Име на солта: амониев дихромат (дихромат).

В горните примери се сблъскахме само с т.нар. средни или нормални соли. Тук няма да се разглеждат киселинни, основни, двойни и комплексни соли, соли на органични киселини.

Класификация на неорганични вещества с примери за съединения

Сега нека анализираме по-подробно схемата за класификация, представена по-горе.

Както виждаме, на първо място, всички неорганични вещества са разделени на простоИ комплекс:

Прости вещества Това са вещества, които са образувани от атоми само на един химичен елемент. Например прости вещества са водород H2, кислород O2, желязо Fe, въглерод C и др.

Сред простите вещества има метали, неметалиИ благородни газове:

Металиобразувани от химически елементи, разположени под диагонала бор-астат, както и всички елементи, разположени в странични групи.

Благородни газовеобразувани от химични елементи от група VIIIA.

Неметалисе образуват съответно от химични елементи, разположени над диагонала бор-астат, с изключение на всички елементи от странични подгрупи и благородни газове, разположени в група VIIIA:

Имената на простите вещества най-често съвпадат с имената на химичните елементи, от чиито атоми са образувани. Но за много химични елементи явлението алотропия е широко разпространено. Алотропията е явлението, когато един химичен елемент е способен да образува няколко прости вещества. Например в случая на химичния елемент кислород е възможно съществуването на молекулни съединения с формули O 2 и O 3 . Първото вещество обикновено се нарича кислород по същия начин като химичния елемент, чиито атоми се образува, а второто вещество (O 3) обикновено се нарича озон. Простото вещество въглерод може да означава всяка негова алотропна модификация, например диамант, графит или фулерени. Простото вещество фосфор може да се разбира като неговите алотропни модификации, като бял фосфор, червен фосфор, черен фосфор.

Сложни вещества

Сложни вещества са вещества, образувани от атоми на два или повече химични елемента.

Например сложни вещества са амоняк NH 3, сярна киселина H 2 SO 4, гасена вар Ca (OH) 2 и безброй други.

Сред сложните неорганични вещества има 5 основни класа, а именно оксиди, основи, амфотерни хидроксиди, киселини и соли:

Оксиди - сложни вещества, образувани от два химични елемента, единият от които е кислород в степен на окисление -2.

Общата формула на оксидите може да бъде записана като E x O y, където E е символът на химичен елемент.

Номенклатура на оксидите

Името на оксида на химичен елемент се основава на принципа:

Например:

Fe 2 O 3 - железен (III) оксид; CuO—меден(II) оксид; N 2 O 5 - азотен оксид (V)

Често можете да намерите информация, че валентността на даден елемент е посочена в скоби, но това не е така. Така например степента на окисление на азота N 2 O 5 е +5, а валентността, колкото и да е странно, е четири.

Ако даден химичен елемент има едно положително състояние на окисление в съединенията, тогава степента на окисление не е посочена. Например:

Na 2 O - натриев оксид; H 2 O - водороден оксид; ZnO - цинков оксид.

Класификация на оксидите

Оксидите, според способността им да образуват соли при взаимодействие с киселини или основи, се разделят съответно на солеобразуващиИ несолеобразуващи.

Има малко несолеобразуващи оксиди; всички те са образувани от неметали в степен на окисление +1 и +2. Трябва да се помни списъкът на не-солеобразуващите оксиди: CO, SiO, N 2 O, NO.

Солеобразуващите оксиди от своя страна се делят на основен, киселиненИ амфотерни.

Основни оксидиТова са оксиди, които при взаимодействие с киселини (или киселинни оксиди) образуват соли. Основните оксиди включват метални оксиди в степен на окисление +1 и +2, с изключение на оксидите BeO, ZnO, SnO, PbO.

Киселинни оксидиТова са оксиди, които при взаимодействие с основи (или основни оксиди) образуват соли. Киселинните оксиди са почти всички оксиди на неметали с изключение на несолеобразуващите CO, NO, N 2 O, SiO, както и всички метални оксиди във високи степени на окисление (+5, +6 и +7).

Амфотерни оксидисе наричат ​​оксиди, които могат да реагират както с киселини, така и с основи и в резултат на тези реакции образуват соли. Такива оксиди проявяват двойна киселинно-алкална природа, тоест те могат да проявяват свойствата както на киселинни, така и на основни оксиди. Амфотерните оксиди включват метални оксиди в степени на окисление +3, +4, както и оксидите BeO, ZnO, SnO и PbO като изключение.

Някои метали могат да образуват и трите вида солеобразуващи оксиди. Например, хромът образува основния оксид CrO, амфотерния оксид Cr 2 O 3 и киселинния оксид CrO 3.

Както можете да видите, киселинно-алкалните свойства на металните оксиди директно зависят от степента на окисляване на метала в оксида: колкото по-висока е степента на окисление, толкова по-изразени са киселинните свойства.

Причини

Причини - съединения с формула Me(OH) x, където хнай-често е равно на 1 или 2.

Класификация на основите

Базите се класифицират според броя на хидроксилните групи в една структурна единица.

Основи с една хидроксо група, т.е. тип MeOH се нарича монокиселинни основи,с две хидроксо групи, т.е. тип Me(OH) 2, съответно, дикиселинаи т.н.

Основите също се делят на разтворими (алкали) и неразтворими.

Алкалите включват изключително хидроксиди на алкални и алкалоземни метали, както и талиев хидроксид TlOH.

Номенклатура на базите

Името на фондацията се основава на следния принцип:

Например:

Fe(OH) 2 - железен (II) хидроксид,

Cu(OH) 2 - меден (II) хидроксид.

В случаите, когато металът в сложните вещества има постоянно състояние на окисление, не е необходимо да го посочвате. Например:

NaOH - натриев хидроксид,

Ca(OH) 2 - калциев хидроксид и др.

Киселини

Киселини - сложни вещества, чиито молекули съдържат водородни атоми, които могат да бъдат заменени с метал.

Общата формула на киселините може да бъде написана като H x A, където H са водородни атоми, които могат да бъдат заменени с метал, а A е киселинният остатък.

Например киселините включват съединения като H2SO4, HCl, HNO3, HNO2 и др.

Класификация на киселините

Според броя на водородните атоми, които могат да бъдат заменени с метал, киселините се делят на:

- О основни киселини: HF, HCI, HBr, HI, HNO3;

- д основни киселини: H2SO4, H2SO3, H2CO3;

- T рехобазни киселини: H3PO4, H3BO3.

Трябва да се отбележи, че броят на водородните атоми в случая на органичните киселини най-често не отразява тяхната основност. Например оцетната киселина с формула CH 3 COOH, въпреки наличието на 4 водородни атома в молекулата, не е четириосновна, а едноосновна. Основността на органичните киселини се определя от броя на карбоксилните групи (-СООН) в молекулата.

Също така, въз основа на наличието на кислород в молекулите, киселините се разделят на безкислородни (HF, HCl, HBr и др.) И съдържащи кислород (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 и др.) . Кислородсъдържащите киселини се наричат ​​още оксокиселини.

Можете да прочетете повече за класификацията на киселините.

Номенклатура на киселини и киселинни остатъци

Следният списък с имена и формули на киселини и киселинни остатъци трябва да се научи.

В някои случаи някои от следните правила могат да улеснят запаметяването.

Както може да се види от таблицата по-горе, конструкцията на систематичните имена на безкислородни киселини е както следва:

Например:

HF—флуороводородна киселина;

HCl - солна киселина;

H2S е хидросулфидна киселина.

Имената на киселинните остатъци на безкислородните киселини се основават на принципа:

Например Cl - - хлорид, Br - - бромид.

Имената на кислородсъдържащите киселини се получават чрез добавяне на различни наставки и окончания към името на киселинообразуващия елемент. Например, ако киселиннообразуващият елемент в кислородсъдържаща киселина има най-висока степен на окисление, тогава името на такава киселина се конструира, както следва:

Например сярна киселина H 2 S +6 O 4, хромова киселина H 2 Cr +6 O 4.

Всички кислородсъдържащи киселини също могат да бъдат класифицирани като киселинни хидроксиди, тъй като съдържат хидроксилни групи (ОН). Например, това може да се види от следните графични формули на някои кислородсъдържащи киселини:

Така сярната киселина иначе може да се нарече серен (VI) хидроксид, азотната киселина - азотен (V) хидроксид, фосфорната киселина - фосфорен (V) хидроксид и т.н. В този случай числото в скоби характеризира степента на окисляване на киселинно образуващия елемент. Тази версия на имената на кислородсъдържащите киселини може да изглежда изключително необичайна за мнозина, но понякога такива имена могат да бъдат намерени в реални KIM на Единния държавен изпит по химия в задачи за класификация на неорганични вещества.

Амфотерни хидроксиди

Амфотерни хидроксиди - метални хидроксиди, проявяващи двойна природа, т.е. способен да проявява както свойствата на киселини, така и свойствата на основи.

Металните хидроксиди в степени на окисление +3 и +4 са амфотерни (както и оксидите).

Също така, като изключение, амфотерните хидроксиди включват съединенията Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2 и Pb (OH) 2, въпреки степента на окисление на метала в тях +2.

За амфотерни хидроксиди на три- и четиривалентни метали е възможно съществуването на орто- и мета-форми, които се различават една от друга с една водна молекула. Например алуминиевият(III) хидроксид може да съществува в ортоформата Al(OH)3 или метаформата AlO(OH) (метахидроксид).

Тъй като, както вече беше споменато, амфотерните хидроксиди проявяват както свойствата на киселините, така и свойствата на основите, тяхната формула и име също могат да бъдат написани по различен начин: или като основа, или като киселина. Например:

соли

Например, солите включват съединения като KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3 и др.

Дефиницията, представена по-горе, описва състава на повечето соли, но има соли, които не попадат в нея. Например, вместо метални катиони, солта може да съдържа амониеви катиони или негови органични производни. Тези. соли включват съединения като например (NH4)2SO4 (амониев сулфат), + Cl-(метиламониев хлорид) и др.

Класификация на солите

От друга страна, солите могат да се разглеждат като продукти на заместване на водородни катиони H + в киселина с други катиони или като продукти на заместване на хидроксидни йони в основи (или амфотерни хидроксиди) с други аниони.

При пълна подмяна, т.нар средно аритметичноили нормалносол. Например, при пълно заместване на водородните катиони в сярна киселина с натриеви катиони се образува средна (нормална) сол Na 2 SO 4 и при пълно заместване на хидроксидните йони в основата Ca (OH) 2 с киселинни остатъци от нитратни йони , се образува средна (нормална) сол Ca(NO3)2.

Солите, получени чрез непълно заместване на водородни катиони в двуосновна (или повече) киселина с метални катиони, се наричат ​​кисели. Така, когато водородните катиони в сярната киселина са непълно заменени с натриеви катиони, се образува киселинната сол NaHSO 4.

Соли, които се образуват чрез непълно заместване на хидроксидни йони в двукиселинни (или повече) основи, се наричат ​​основи. Осилни соли. Например, при непълно заместване на хидроксидните йони в основата Ca (OH) 2 с нитратни йони се образува основа Обистра сол Ca(OH)NO3.

Соли, състоящи се от катиони на два различни метала и аниони на киселинни остатъци само на една киселина, се наричат двойни соли. Така например двойните соли са KNaCO 3, KMgCl 3 и т.н.

Ако една сол се образува от един вид катиони и два вида киселинни остатъци, такива соли се наричат ​​смесени. Например смесени соли са съединенията Ca(OCl)Cl, CuBrCl и др.

Има соли, които не попадат в дефиницията на соли като продукти на заместване на водородни катиони в киселини с метални катиони или продукти на заместване на хидроксидни йони в основи с аниони на киселинни остатъци. Това са комплексни соли. Например комплексни соли са натриев тетрахидроксоцинкат и тетрахидроксоалуминат с формули съответно Na 2 и Na. Комплексните соли най-често могат да бъдат разпознати сред другите по наличието на квадратни скоби във формулата. Трябва обаче да разберете, че за да може едно вещество да бъде класифицирано като сол, то трябва да съдържа някои катиони, различни от (или вместо) H +, а анионите трябва да съдържат някои аниони, различни от (или вместо) OH - . Така например съединението H2 не принадлежи към класа на комплексните соли, тъй като когато се дисоциира от катиони, в разтвора присъстват само водородни катиони H +. Въз основа на вида на дисоциацията, това вещество по-скоро трябва да се класифицира като безкислородна комплексна киселина. По същия начин OH съединението не принадлежи към солите, т.к това съединение се състои от катиони + и хидроксидни йони ОН -, т.е. трябва да се счита за цялостна основа.

Номенклатура на солите

Номенклатура на средни и киселинни соли

Името на средните и киселинните соли се основава на принципа:

Ако степента на окисление на метал в сложни вещества е постоянна, тогава тя не е посочена.

Имената на киселинните остатъци бяха дадени по-горе при разглеждане на номенклатурата на киселините.

Например,

Na 2 SO 4 - натриев сулфат;

NaHSO 4 - натриев хидроген сулфат;

CaCO 3 - калциев карбонат;

Ca(HCO 3) 2 - калциев бикарбонат и др.

Номенклатура на основните соли

Имената на основните соли се основават на принципа:

Например:

(CuOH) 2 CO 3 - меден (II) хидроксикарбонат;

Fe(OH) 2 NO 3 - железен (III) дихидроксонитрат.

Номенклатура на комплексните соли

Номенклатурата на комплексните съединения е много по-сложна и за да преминете Единния държавен изпит, не е необходимо да знаете много за номенклатурата на комплексните соли.

Трябва да можете да назовавате комплексни соли, получени при взаимодействие на алкални разтвори с амфотерни хидроксиди. Например:

*Същите цветове във формулата и името обозначават съответните елементи на формулата и името.

Тривиални имена на неорганични вещества

Под тривиални имена разбираме имената на вещества, които не са свързани или слабо свързани с техния състав и структура. Тривиалните имена се определят, като правило, или от исторически причини, или от физичните или химичните свойства на тези съединения.

Списък с тривиални имена на неорганични вещества, които трябва да знаете:

Киселините могат да бъдат класифицирани въз основа на различни критерии:

1) Наличието на кислородни атоми в киселината

2) Киселинна основност

Основността на киселината е броят на „мобилните“ водородни атоми в нейната молекула, способни да бъдат отделени от киселинната молекула по време на дисоциация под формата на водородни катиони H + и също така заменени с метални атоми:

4) Разтворимост

5) Стабилност

7) Оксидиращи свойства

Химични свойства на киселините

1. Способност за дисоциация

Киселините се дисоциират във водни разтвори на водородни катиони и киселинни остатъци. Както вече споменахме, киселините се делят на добре дисоцииращи (силни) и слабо дисоцииращи (слаби). Когато се пише уравнението на дисоциация за силни едноосновни киселини, се използва или една стрелка, сочеща надясно () или знак за равенство (=), което показва виртуалната необратимост на такава дисоциация. Например уравнението на дисоциация за силна солна киселина може да бъде написано по два начина:

или в тази форма: HCl = H + + Cl -

или по този начин: HCl → H + + Cl -

Всъщност посоката на стрелката ни казва, че обратният процес на комбиниране на водородни катиони с киселинни остатъци (асоциация) практически не се случва в силни киселини.

Ако искаме да напишем уравнението на дисоциация за слаба монопротонова киселина, трябва да използваме две стрелки в уравнението вместо знака. Този знак отразява обратимостта на дисоциацията на слаби киселини - в техния случай обратният процес на комбиниране на водородни катиони с киселинни остатъци е силно изразен:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Многоосновните киселини се дисоциират стъпаловидно, т.е. Водородните катиони се отделят от техните молекули не едновременно, а един по един. Поради тази причина дисоциацията на такива киселини се изразява не с едно, а с няколко уравнения, чийто брой е равен на основността на киселината. Например, дисоциацията на триосновна фосфорна киселина се извършва в три етапа с редуващо се разделяне на H + катиони:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Трябва да се отбележи, че всеки следващ етап на дисоциация се проявява в по-малка степен от предишния. Тоест, молекулите на H 3 PO 4 се дисоциират по-добре (в по-голяма степен) от H 2 PO 4 - йони, които от своя страна се дисоциират по-добре от HPO 4 2- йони. Това явление е свързано с увеличаване на заряда на киселинните остатъци, в резултат на което силата на връзката между тях и положителните Н + йони се увеличава.

От многоосновните киселини изключение прави сярната киселина. Тъй като тази киселина се дисоциира добре и в двата етапа, е допустимо да се напише уравнението на нейната дисоциация в един етап:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Взаимодействие на киселини с метали

Седмата точка в класификацията на киселините са техните окислителни свойства. Беше заявено, че киселините са слаби окислители и силни окислители. По-голямата част от киселините (почти всички с изключение на H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3) са слаби окислители, тъй като те могат да проявят своята окислителна способност само поради водородни катиони. Такива киселини могат да окисляват само онези метали, които са в серията активност вляво от водорода, а продуктите образуват сол на съответния метал и водород. Например:

H 2 SO 4 (разреден) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Що се отнася до силните окислителни киселини, т.е. H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3, тогава списъкът на металите, върху които действат, е много по-широк и включва всички метали преди водорода в серията активност и почти всичко след това. Тоест, концентрирана сярна киселина и азотна киселина с всякаква концентрация, например, ще окислят дори нискоактивни метали като мед, живак и сребро. Взаимодействието на азотната киселина и концентрираната сярна киселина с метали, както и някои други вещества, поради тяхната специфика, ще бъдат разгледани отделно в края на тази глава.

3. Взаимодействие на киселини с основни и амфотерни оксиди

Киселините реагират с основни и амфотерни оксиди. Силициевата киселина, тъй като е неразтворима, не реагира с нискоактивни основни оксиди и амфотерни оксиди:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Взаимодействие на киселини с основи и амфотерни хидроксиди

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Взаимодействие на киселини със соли

Тази реакция възниква, ако се образува утайка, газ или значително по-слаба киселина от тази, която реагира. Например:

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфични окислителни свойства на азотната и концентрираната сярна киселини

Както бе споменато по-горе, азотната киселина във всяка концентрация, както и сярната киселина изключително в концентрирано състояние, са много силни окислители. По-специално, за разлика от други киселини, те окисляват не само металите, които се намират преди водорода в серията на активност, но и почти всички метали след него (с изключение на платината и златото).

Например, те са способни да окисляват мед, сребро и живак. Въпреки това, човек трябва твърдо да разбере факта, че редица метали (Fe, Cr, Al), въпреки факта, че са доста активни (достъпни преди водорода), въпреки това не реагират с концентрирана HNO 3 и концентрирана H 2 SO 4 без нагряване поради феномена на пасивация - върху повърхността на такива метали се образува защитен филм от твърди окислителни продукти, който не позволява на молекулите на концентрираната сярна и концентрирана азотна киселина да проникнат дълбоко в метала, за да настъпи реакцията. Въпреки това, при силно нагряване, реакцията все още се случва.

При взаимодействие с метали задължителните продукти винаги са солта на съответния метал и използваната киселина, както и водата. Винаги се изолира и трети продукт, чиято формула зависи от много фактори, по-специално като активността на металите, както и концентрацията на киселини и температурата на реакцията.

Високата окислителна способност на концентрираната сярна и концентрирана азотна киселина им позволява да реагират не само с почти всички метали от серията активност, но дори и с много твърди неметали, по-специално с фосфор, сяра и въглерод. Таблицата по-долу ясно показва продуктите от взаимодействието на сярна и азотна киселина с метали и неметали в зависимост от концентрацията:

7. Редуциращи свойства на безкислородните киселини

Всички безкислородни киселини (с изключение на HF) могат да проявяват редуциращи свойства поради химичния елемент, включен в аниона под действието на различни окислители. Например, всички халогеноводородни киселини (с изключение на HF) се окисляват от манганов диоксид, калиев перманганат и калиев дихромат. В този случай халидните йони се окисляват до свободни халогени:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Сред всички халогеноводородни киселини йодоводородна киселина има най-голяма редуцираща активност. За разлика от други халогеноводородни киселини, дори железният оксид и солите могат да го окислят.

6HI ​​+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Сероводородната киселина H 2 S също има висока редуцираща активност.Дори окислител като серен диоксид може да я окисли.

7. Киселини. Сол. Връзка между класове неорганични вещества

7.1. Киселини

Киселините са електролити, при дисоциацията на които се образуват само водородни катиони H + като положително заредени йони (по-точно хидрониеви йони H 3 O +).

Друго определение: киселините са сложни вещества, състоящи се от водороден атом и киселинни остатъци (Таблица 7.1).

Таблица 7.1

Формули и наименования на някои киселини, киселинни остатъци и соли

При нормални условия киселините могат да бъдат твърди вещества (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) и течности (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Тези киселини могат да съществуват както самостоятелно (100% форма), така и под формата на разредени и концентрирани разтвори. Например, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH са известни както поотделно, така и в разтвори.

Редица киселини са известни само в разтвори. Това са всички халогеноводороди (HCl, HBr, HI), сероводород H 2 S, циановодород (циановодород HCN), въглеродна H 2 CO 3, сярна H 2 SO 3 киселина, които са разтвори на газове във вода. Например солната киселина е смес от HCl и H 2 O, въглеродната киселина е смес от CO 2 и H 2 O. Ясно е, че използването на израза „разтвор на солна киселина“ е неправилно.

Повечето киселини са разтворими във вода; силициевата киселина H 2 SiO 3 е неразтворима. Преобладаващата част от киселините имат молекулярна структура. Примери за структурни формули на киселини:

В повечето киселинни молекули, съдържащи кислород, всички водородни атоми са свързани с кислорода. Но има изключения:

Киселините се класифицират според редица характеристики (Таблица 7.2).

Таблица 7.2

Класификация на киселините

Всички общи химични свойства на киселините се дължат на наличието в техните водни разтвори на излишни водородни катиони Н + (Н 3 О +).

1. Поради излишъка от H + йони, водните разтвори на киселини променят цвета на лакмусовото виолетово и метиловото оранжево до червено (фенолфталеинът не променя цвета си и остава безцветен). Във воден разтвор на слаба въглена киселина лакмусът не е червен, а розов; разтвор върху утайка от много слаба силициева киселина изобщо не променя цвета на индикаторите.

2. Киселините взаимодействат с основни оксиди, основи и амфотерни хидроксиди, амонячен хидрат (виж глава 6).

Пример 7.1. За извършване на трансформацията BaO → BaSO 4 можете да използвате: а) SO 2; b) H2SO4; c) Na2S04; г) SO 3.

Решение. Трансформацията може да се извърши с помощта на H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 не реагира с BaO и при реакцията на BaO с SO 2 се образува бариев сулфит:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Отговор: 3).

3. Киселините реагират с амоняка и неговите водни разтвори, за да образуват амониеви соли:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl - амониев хлорид;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - амониев сулфат.

4. Неокисляващите киселини реагират с метали, намиращи се в серията активност до водород, за да образуват сол и да отделят водород:

H 2 SO 4 (разреден) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

Взаимодействието на окислителните киселини (HNO 3, H 2 SO 4 (конц.)) с металите е много специфично и се разглежда при изучаване на химията на елементите и техните съединения.

5. Киселините взаимодействат със солите. Реакцията има редица характеристики:

а) в повечето случаи, когато по-силна киселина реагира със сол на по-слаба киселина, се образуват сол на слаба киселина и слаба киселина или, както се казва, по-силната киселина измества по-слабата. Серията от намаляваща сила на киселините изглежда така:

Примери за възникващи реакции:

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 взаимодействайте помежду си, например KCl и H 2 SO 4 (разреден), NaNO 3 и H 2 SO 4 (разреден), K 2 SO 4 и HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 и H2CO3, CH3COOK и H2CO3;

б) в някои случаи по-слаба киселина измества по-силна от сол:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

3AgNO 3 (дил.) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.

Такива реакции са възможни, когато утайките на получените соли не се разтварят в получените разредени силни киселини (H 2 SO 4 и HNO 3);

в) в случай на образуване на утайки, които са неразтворими в силни киселини, може да възникне реакция между силна киселина и сол, образувана от друга силна киселина:

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. Посочете реда, съдържащ формулите на веществата, които реагират с H 2 SO 4 (разреден).

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. Всички вещества от ред 4 взаимодействат с H 2 SO 4 (разр.):

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 ред 1) реакцията с KCl (p-p) не е осъществима, в ред 2) - с Ag, в ред 3) - с NaNO 3 (p-p).

Отговор: 4).

6. Концентрираната сярна киселина се държи много специфично при реакции със соли. Това е нелетлива и термично стабилна киселина, поради което измества всички силни киселини от твърди (!) соли, тъй като те са по-летливи от H2SO4 (конц):

KCl (tv) + H 2 SO 4 (конц.) KHSO 4 + HCl

2KCl (s) + H 2 SO 4 (конц.) K 2 SO 4 + 2HCl

Солите, образувани от силни киселини (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4), реагират само с концентрирана сярна киселина и само когато са в твърдо състояние

Пример 7.3. Концентрираната сярна киселина, за разлика от разредената, реагира:

3) KNO 3 (телевизор);

Решение. И двете киселини реагират с KF, Na 2 CO 3 и Na 3 PO 4 и само H 2 SO 4 (конц.) реагира с KNO 3 (твърдо).

Отговор: 3).

Методите за производство на киселини са много разнообразни.

Аноксични киселиниполучавам:

• чрез разтваряне на съответните газове във вода:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (разтвор)

• от соли чрез заместване с по-силни или по-малко летливи киселини:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

KCl (tv) + H 2 SO 4 (конц.) = KHSO 4 + HCl

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3

Кислородсъдържащи киселиниполучавам:

• чрез разтваряне на съответните киселинни оксиди във вода, докато степента на окисление на киселинно образуващия елемент в оксида и киселината остава същата (с изключение на NO 2):

N2O5 + H2O = 2HNO3

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4

• окисление на неметали с окислителни киселини:

S + 6HNO 3 (конц.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

• чрез изместване на силна киселина от сол на друга силна киселина (ако се утаи утайка, неразтворима в получените киселини):

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (разреден) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• чрез изместване на летлива киселина от нейните соли с по-малко летлива киселина.

За тази цел най-често се използва нелетлива, термично стабилна концентрирана сярна киселина:

NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (конц.) NaHSO 4 + HNO 3

KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (конц.) KHSO 4 + HClO 4

• изместване на по-слаба киселина от нейните соли с по-силна киселина:

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 ↓

Не подценявайте ролята на киселините в нашия живот, защото много от тях са просто незаменими в ежедневието. Първо, нека си припомним какво представляват киселините. Това са сложни вещества. Формулата се записва по следния начин: HnA, където H е водород, n е броят на атомите, A е киселинният остатък.

Основните свойства на киселините включват способността да заместват молекулите на водородните атоми с метални атоми. Повечето от тях са не само разяждащи, но и много отровни. Но има и такива, които срещаме постоянно, без вреда за нашето здраве: витамин С, лимонена киселина, млечна киселина. Нека разгледаме основните свойства на киселините.

Физични свойства

Физическите свойства на киселините често дават улики за техния характер. Киселините могат да съществуват в три форми: твърди, течни и газообразни. Например: азотната (HNO3) и сярната киселина (H2SO4) са безцветни течности; борната (H3BO3) и метафосфорната (HPO3) са твърди киселини. Някои от тях имат цвят и мирис. Различните киселини се разтварят по различен начин във вода. Има и неразтворими: H2SiO3 - силиций. Течните вещества имат кисел вкус. Някои киселини са кръстени на плодовете, в които се намират: ябълчена киселина, лимонена киселина. Други получават името си от химичните елементи, които съдържат.

Класификация на киселините

Киселините обикновено се класифицират по няколко критерия. Първият се основава на съдържанието на кислород в тях. А именно: съдържащи кислород (HClO4 - хлор) и безкислородни (H2S - сероводород).

По брой на водородните атоми (по основност):

• Едноосновен – съдържа един водороден атом (HMnO4);
• Двуосновен – има два водородни атома (H2CO3);
• Tribasic, съответно, имат три водородни атома (H3BO);
• Многоосновни - имат четири или повече атома, рядко се срещат (H4P2O7).

Според класовете на химичните съединения те се делят на органични и неорганични киселини. Първите се намират главно в продукти от растителен произход: оцетна, млечна, никотинова, аскорбинова киселини. Неорганичните киселини включват: сярна, азотна, борна, арсенова. Обхватът на тяхното приложение е доста широк, от промишлени нужди (производство на багрила, електролити, керамика, торове и др.) до готвене или почистване на канали. Киселините също могат да бъдат класифицирани по сила, летливост, стабилност и разтворимост във вода.

Химични свойства

Нека разгледаме основните химични свойства на киселините.

• Първият е взаимодействие с индикатори. Като индикатори се използват лакмус, метилоранж, фенолфталеин и универсална индикаторна хартия. В киселинни разтвори цветът на индикатора ще промени цвета си: лакмус и универсален инд. хартията ще стане червена, метилоранжът ще стане розов, фенолфталеинът ще остане безцветен.
• Второто е взаимодействието на киселини с основи. Тази реакция се нарича още неутрализация. Една киселина реагира с основа, което води до сол + вода. Например: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
• Тъй като почти всички киселини са силно разтворими във вода, неутрализацията може да се извърши както с разтворими, така и с неразтворими основи. Изключение прави силициевата киселина, която е почти неразтворима във вода. За неутрализирането му са необходими основи като KOH или NaOH (те са разтворими във вода).
• Третото е взаимодействието на киселини с основни оксиди. Тук също възниква реакция на неутрализация. Основните оксиди са близки „роднини“ на основите, следователно реакцията е същата. Ние използваме тези окислителни свойства на киселините много често. Например за отстраняване на ръжда от тръби. Киселината реагира с оксида, за да образува разтворима сол.
• Четвърто - реакция с метали. Не всички метали реагират еднакво добре с киселини. Делят се на активни (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) и неактивни (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Също така си струва да се обърне внимание на силата на киселината (силна, слаба). Например, солната и сярната киселина са способни да реагират с всички неактивни метали, докато лимонената и оксаловата киселина са толкова слаби, че реагират много бавно дори с активни метали.
• Пето, реакцията на кислородсъдържащи киселини към нагряване. Почти всички киселини в тази група се разлагат при нагряване до кислороден оксид и вода. Изключенията са въглеродната киселина (H3PO4) и сярната киселина (H2SO4). При нагряване те се разпадат на вода и газ. Това трябва да се помни. Това са всички основни свойства на киселините.