Kiseline i njihove formule. Gustina raznih kiselina. Trivijalni nazivi neorganskih supstanci

7. Kiseline. Sol. Odnos između klasa neorganskih supstanci

7.1. Kiseline

Kiseline su elektroliti, pri čijoj disocijaciji nastaju samo vodikovi katjoni H+ kao pozitivno nabijeni joni (tačnije, hidronijev ioni H 3 O+).

Druga definicija: kiseline su složene supstance koje se sastoje od atoma vodika i kiselih ostataka (tabela 7.1).

Tabela 7.1

Formule i nazivi nekih kiselina, kiselih ostataka i soli

U normalnim uslovima, kiseline mogu biti čvrste (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) i tečne (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Ove kiseline mogu postojati i pojedinačno (100% oblik) i u obliku razrijeđenih i koncentriranih otopina. Na primjer, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH su poznati i pojedinačno iu rastvorima.

Određeni broj kiselina je poznat samo u rastvorima. Sve su to halogenidi vodonika (HCl, HBr, HI), sumporovodik H 2 S, cijanovodonik (cijanovodonik HCN), ugljena H 2 CO 3, sumporna H 2 SO 3 kiselina, koji su rastvori gasova u vodi. Na primjer, hlorovodonična kiselina je mešavina HCl i H 2 O, ugljena kiselina je mešavina CO 2 i H 2 O. Jasno je da je upotreba izraza „rastvor hlorovodonične kiseline“ netačna.

Većina kiselina je rastvorljiva u vodi; silicijumska kiselina H 2 SiO 3 je nerastvorljiva. Ogromna većina kiselina ima molekularnu strukturu. Primjeri strukturnih formula kiselina:

U većini molekula kiselina koje sadrže kisik, svi atomi vodika su vezani za kisik. Ali postoje izuzeci:

Kiseline su klasifikovane prema nizu karakteristika (tabela 7.2).

Tabela 7.2

Klasifikacija kiselina

Sva opšta hemijska svojstva kiselina su posledica prisustva u njihovim vodenim rastvorima viška vodonikovih katjona H + (H 3 O +).

1. Zbog viška H+ jona, vodeni rastvori kiselina menjaju boju lakmus ljubičaste i metilnarandže u crvenu (fenolftalein ne menja boju i ostaje bezbojan). U vodenoj otopini slabe ugljične kiseline lakmus nije crven, već ružičast; otopina iznad taloga vrlo slabe silicijske kiseline uopće ne mijenja boju indikatora.

2. Kiseline stupaju u interakciju sa bazičnim oksidima, bazama i amfoternim hidroksidima, amonijak hidratom (vidi Poglavlje 6).

Primjer 7.1. Za izvođenje transformacije BaO → BaSO 4 možete koristiti: a) SO 2; b) H 2 SO 4; c) Na 2 SO 4; d) SO 3.

Rješenje. Transformacija se može izvesti pomoću H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 ne reaguje sa BaO, a u reakciji BaO sa SO 2 nastaje barijum sulfit:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Odgovor: 3).

3. Kiseline reaguju sa amonijakom i njegovim vodenim rastvorima da formiraju amonijumove soli:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl - amonijum hlorid;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - amonijum sulfat.

4. Neoksidirajuće kiseline reaguju sa metalima koji se nalaze u nizu aktivnosti do vodika da bi formirali so i oslobađali vodonik:

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

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

Interakcija oksidirajućih kiselina (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) sa metalima je vrlo specifična i razmatra se pri proučavanju hemije elemenata i njihovih spojeva.

5. Kiseline stupaju u interakciju sa solima. Reakcija ima niz karakteristika:

a) u većini slučajeva, kada jača kiselina reaguje sa soli slabije kiseline, nastaju sol slabe kiseline i slaba kiselina, ili, kako se kaže, jača kiselina istiskuje slabiju. Serija opadanja jačine kiselina izgleda ovako:

Primjeri reakcija koje se javljaju:

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 KUVANJE + H 2 O + CO 2

3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4

Nemojte međusobno djelovati, na primjer, KCl i H 2 SO 4 (razrijeđeni), NaNO 3 i H 2 SO 4 (razrijeđeni), K 2 SO 4 i HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 i H 2 CO 3, CH 3 KUVANJE i H 2 CO 3;

b) u nekim slučajevima slabija kiselina istiskuje jaču iz soli:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

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

Takve reakcije su moguće kada se precipitati nastalih soli ne otapaju u nastalim razrijeđenim jakim kiselinama (H 2 SO 4 i HNO 3);

c) u slučaju stvaranja precipitata koji su netopivi u jakim kiselinama, može doći do reakcije između jake kiseline i soli koju formira druga jaka kiselina:

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

Primjer 7.2. Označite red koji sadrži formule tvari koje reagiraju sa H 2 SO 4 (razrijeđenim).

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.

Rješenje. Sve supstance iz reda 4 interaguju sa H 2 SO 4 (dil):

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

U redu 1) reakcija sa KCl (p-p) nije izvodljiva, u redu 2) - sa Ag, u redu 3) - sa NaNO 3 (p-p).

Odgovor: 4).

6. Koncentrirana sumporna kiselina se vrlo specifično ponaša u reakcijama sa solima. Ovo je nehlapljiva i termički stabilna kiselina, stoga istiskuje sve jake kiseline iz čvrstih (!) soli, jer su isparljivije od H2SO4 (konc):

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

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

Soli koje formiraju jake kiseline (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reaguju samo sa koncentriranom sumpornom kiselinom i samo kada su u čvrstom stanju

Primjer 7.3. Koncentrirana sumporna kiselina, za razliku od razrijeđene, reagira:

3) KNO 3 (tv);

Rješenje. Obe kiseline reaguju sa KF, Na 2 CO 3 i Na 3 PO 4, a samo H 2 SO 4 (konc.) reaguje sa KNO 3 (čvrstim).

Odgovor: 3).

Metode za proizvodnju kiselina su veoma raznolike.

Anoksične kiseline primiti:

• otapanjem odgovarajućih gasova u vodi:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

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

• iz soli zamjenom sa jačim ili manje hlapljivim kiselinama:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

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

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

Kiseline koje sadrže kiseonik primiti:

• otapanjem odgovarajućih kiselih oksida u vodi, dok stepen oksidacije elementa koji stvara kiselinu u oksidu i kiselini ostaje isti (sa izuzetkom 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

• oksidacija nemetala oksidirajućim kiselinama:

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

• istiskivanjem jake kiseline iz soli druge jake kiseline (ako se taloži talog netopiv u nastalim kiselinama):

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• istiskivanjem hlapljive kiseline iz njenih soli manje hlapljivom kiselinom.

U tu svrhu najčešće se koristi nehlapljiva, termički stabilna koncentrirana sumporna kiselina:

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

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

• istiskivanje slabije kiseline iz njenih soli jačom kiselinom:

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 ↓

Kiseline su složene tvari čiji molekuli uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti atomima metala i kiselinskim ostatkom.

Na osnovu prisustva ili odsustva kiseonika u molekuli, kiseline se dele na kiseline koje sadrže kiseonik(H 2 SO 4 sumporna kiselina, H 2 SO 3 sumporna kiselina, HNO 3 azotna kiselina, H 3 PO 4 fosforna kiselina, H 2 CO 3 ugljična kiselina, H 2 SiO 3 silicijska kiselina) i bez kiseonika(HF fluorovodonična kiselina, HCl hlorovodonična kiselina (hlorovodonična kiselina), HBr bromovodična kiselina, HI jodovodična kiselina, H 2 S hidrosulfidna kiselina).

U zavisnosti od broja atoma vodika u molekulu kiseline, kiseline su jednobazne (sa 1 ​​H atoma), dvobazne (sa 2 H atoma) i trobazne (sa 3 H atoma). Na primjer, dušična kiselina HNO 3 je jednobazna, jer njena molekula sadrži jedan atom vodika, sumpornu kiselinu H 2 SO 4 – dvobazni, itd.

Postoji vrlo malo neorganskih spojeva koji sadrže četiri atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalom.

Dio molekule kiseline bez vodika naziva se kiselinski ostatak.

Kiseli ostaci mogu se sastojati od jednog atoma (-Cl, -Br, -I) - to su jednostavni kiseli ostaci, ili se mogu sastojati od grupe atoma (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - to su složeni ostaci.

U vodenim rastvorima, tokom reakcija razmene i supstitucije, kiseli ostaci se ne uništavaju:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Reč anhidrid znači bezvodna, odnosno kiselina bez vode. Na primjer,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoksične kiseline nemaju anhidride.

Kiseline su dobile ime po nazivu elementa koji tvori kiselinu (sredstvo za stvaranje kiseline) s dodatkom završetaka "naya" i rjeđe "vaya": H 2 SO 4 - sumporna; H 2 SO 3 – ugalj; H 2 SiO 3 – silicijum itd.

Element može formirati nekoliko kisikovih kiselina. U ovom slučaju, naznačeni završeci u nazivima kiselina bit će kada element pokazuje veću valenciju (molekula kiseline sadrži visok sadržaj atoma kisika). Ako element pokazuje nižu valenciju, završetak u nazivu kiseline će biti „prazan“: HNO 3 - dušik, HNO 2 - dušik.

Kiseline se mogu dobiti otapanjem anhidrida u vodi. Ako su anhidridi nerastvorljivi u vodi, kiselina se može dobiti djelovanjem druge jače kiseline na sol tražene kiseline. Ova metoda je tipična i za kisik i za kiseline bez kisika. Kiseline bez kisika se također dobivaju direktnom sintezom iz vodika i nemetala, nakon čega slijedi otapanje rezultirajućeg spoja u vodi:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Rastvori nastalih gasovitih supstanci HCl i H 2 S su kiseline.

U normalnim uslovima, kiseline postoje u tečnom i čvrstom stanju.

Hemijska svojstva kiselina

Otopine kiseline djeluju na indikatore. Sve kiseline (osim silicijumske) su visoko rastvorljive u vodi. Posebne supstance - indikatori vam omogućavaju da odredite prisustvo kiseline.

Indikatori su supstance složene strukture. Mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalijama. U neutralnim rastvorima imaju jednu boju, u rastvorima baza imaju drugu boju. U interakciji s kiselinom mijenjaju boju: indikator metil narandže postaje crven, a lakmusov indikator također postaje crven.

Interakcija sa bazama s stvaranjem vode i soli, koja sadrži nepromijenjeni kiselinski ostatak (reakcija neutralizacije):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Interakcija s baznim oksidima sa stvaranjem vode i soli (reakcija neutralizacije). Sol sadrži kiselinski ostatak kiseline koja je korištena u reakciji neutralizacije:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interakcija sa metalima. Da bi kiseline stupile u interakciju sa metalima, moraju biti ispunjeni određeni uslovi:

1. metal mora biti dovoljno aktivan u odnosu na kiseline (u nizu aktivnosti metala mora se nalaziti prije vodonika). Što se metal dalje nalazi u seriji aktivnosti, to je intenzivnije u interakciji sa kiselinama;

2. kiselina mora biti dovoljno jaka (odnosno sposobna da donira ione vodonika H+).

Kada dođe do kemijske reakcije kiseline s metalima, nastaje sol i oslobađa se vodik (osim interakcije metala s dušičnom i koncentriranom sumpornom kiselinom):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Imate još pitanja? Želite li saznati više o kiselinama?
Za pomoć od tutora -.
Prva lekcija je besplatna!

blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelimično, potrebna je veza do originalnog izvora.

Kiseline- elektroliti, pri čijoj se disocijaciji od pozitivnih iona formiraju samo ioni H+:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;

CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .

Sve kiseline se dijele na neorganske i organske (karboksilne), koje također imaju svoje (unutrašnje) klasifikacije.

U normalnim uslovima, značajna količina neorganskih kiselina postoji u tečnom stanju, neke u čvrstom stanju (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Organske kiseline sa do 3 atoma ugljika su visoko pokretne, bezbojne tekućine karakterističnog oštrog mirisa; kiseline sa 4-9 atoma ugljika su uljne tekućine neugodnog mirisa, a kiseline s velikim brojem atoma ugljika su čvrste tvari nerastvorljive u vodi.

Hemijske formule kiselina

Razmotrimo hemijske formule kiselina na primjeru nekoliko predstavnika (i anorganskih i organskih): hlorovodonična kiselina - HCl, sumporna kiselina - H 2 SO 4, fosforna kiselina - H 3 PO 4, octena kiselina - CH 3 COOH i benzojeva kiselina kiselina - C 6 H5COOH. Hemijska formula pokazuje kvalitativni i kvantitativni sastav molekula (koliko i koji atomi su uključeni u određeno jedinjenje).Upotrebom hemijske formule možete izračunati molekulsku težinu kiselina (Ar(H) = 1 amu, Ar( Cl) = 35,5 amu amu, Ar(P) = 31 amu, Ar(O) = 16 amu, Ar(S) = 32 amu, Ar(C) = 12 sati):

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Mr(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);

Mr(H 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);

Mr(H 3 PO 4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.

Mr(CH 3 COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(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);

Mr(C 6 H 5 COOH) = 7 × 12 + 6 × 1 + 2 × 16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Strukturne (grafičke) formule kiselina

Strukturna (grafička) formula tvari je vizualnija. Pokazuje kako su atomi povezani jedni s drugima unutar molekula. Naznačimo strukturne formule svakog od gornjih spojeva:

Rice. 1. Strukturna formula hlorovodonične kiseline.

Rice. 2. Strukturna formula sumporne kiseline.

Rice. 3. Strukturna formula fosforne kiseline.

Rice. 4. Strukturna formula sirćetne kiseline.

Rice. 5. Strukturna formula benzojeve kiseline.

Jonske formule

Sve anorganske kiseline su elektroliti, tj. sposoban da se disocira u vodenoj otopini na ione:

HCl ↔ H + + Cl - ;

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2- ;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

PRIMJER 2

Kiseline se mogu klasifikovati na osnovu različitih kriterijuma:

1) Prisustvo atoma kiseonika u kiselini

2) Bazičnost kiseline

Bazičnost kiseline je broj "pokretnih" atoma vodika u njenoj molekuli, koji se mogu odvojiti od molekule kiseline tokom disocijacije u obliku vodonikovih kationa H +, a također ih mogu zamijeniti atomima metala:

4) Rastvorljivost

5) Stabilnost

7) Oksidirajuća svojstva

Hemijska svojstva kiselina

1. Sposobnost odvajanja

Kiseline disociraju u vodenim rastvorima na vodikove katjone i kisele ostatke. Kao što je već spomenuto, kiseline se dijele na dobro disocijacije (jake) i nisko disocijacijske (slabe). Prilikom pisanja jednadžbe disocijacije za jake jednobazne kiseline koristi se ili jedna strelica usmjerena desno () ili znak jednakosti (=), što pokazuje virtualnu nepovratnost takve disocijacije. Na primjer, jednadžba disocijacije za jaku hlorovodoničnu kiselinu može se napisati na dva načina:

ili u ovom obliku: HCl = H + + Cl -

ili na ovaj način: HCl → H + + Cl -

Zapravo, smjer strelice nam govori da se obrnuti proces spajanja vodikovih kationa s kiselim ostacima (asocijacija) praktički ne događa u jakim kiselinama.

Ako želimo da napišemo jednačinu disocijacije slabe monoprotinske kiseline, u jednačini moramo koristiti dve strelice umesto znaka. Ovaj znak odražava reverzibilnost disocijacije slabih kiselina - u njihovom slučaju, obrnuti proces spajanja vodikovih kationa s kiselim ostacima je snažno izražen:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Višebazne kiseline diociraju postupno, tj. Kationi vodonika se odvajaju od svojih molekula ne istovremeno, već jedan po jedan. Iz tog razloga, disocijacija takvih kiselina nije izražena jednom, već nekoliko jednadžbi, čiji je broj jednak bazičnosti kiseline. Na primjer, disocijacija trobazne fosforne kiseline odvija se u tri koraka s naizmjeničnim odvajanjem H+ kationa:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

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

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Treba napomenuti da se svaka sljedeća faza disocijacije javlja u manjoj mjeri od prethodne. Odnosno, molekuli H 3 PO 4 disociraju bolje (u većoj mjeri) od H 2 PO 4 - jona, koji se, pak, disociraju bolje od HPO 4 2- jona. Ovaj fenomen je povezan s povećanjem naboja kiselih ostataka, zbog čega se povećava snaga veze između njih i pozitivnih H + iona.

Od polibaznih kiselina izuzetak je sumporna kiselina. Budući da ova kiselina dobro disocira u oba stupnja, dozvoljeno je napisati jednačinu njene disocijacije u jednoj fazi:

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

2. Interakcija kiselina sa metalima

Sedma tačka u klasifikaciji kiselina je njihova oksidaciona svojstva. Navedeno je da su kiseline slabi oksidanti i jaki oksidanti. Ogromna većina kiselina (gotovo sve osim H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3) su slabi oksidanti, jer svoju oksidacijsku sposobnost mogu pokazati samo zahvaljujući vodikovim kationima. Takve kiseline mogu oksidirati samo one metale koji su u nizu aktivnosti lijevo od vodika, a proizvodi tvore sol odgovarajućeg metala i vodika. Na primjer:

H 2 SO 4 (razrijeđen) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Što se tiče jakih oksidirajućih kiselina, tj. H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3, tada je lista metala na koje djeluju znatno šira i uključuje sve metale prije vodonika u nizu aktivnosti, a gotovo sve poslije. Odnosno, koncentrirana sumporna kiselina i dušična kiselina bilo koje koncentracije, na primjer, će oksidirati čak i niskoaktivne metale kao što su bakar, živa i srebro. Interakcija dušične kiseline i koncentrirane sumporne kiseline s metalima, kao i nekim drugim supstancama, zbog njihove specifičnosti, biće posebno razmotrena na kraju ovog poglavlja.

3. Interakcija kiselina sa bazičnim i amfoternim oksidima

Kiseline reagiraju s bazičnim i amfoternim oksidima. Silicijumska kiselina, budući da je netopiva, ne reaguje sa nisko aktivnim bazičnim oksidima i amfoternim oksidima:

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. Interakcija kiselina sa bazama i amfoternim hidroksidima

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

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

5. Interakcija kiselina sa solima

Ova reakcija se događa ako se formira talog, plin ili znatno slabija kiselina od one koja reagira. Na primjer:

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. Specifična oksidativna svojstva dušične i koncentrovane sumporne kiseline

Kao što je već spomenuto, dušična kiselina u bilo kojoj koncentraciji, kao i sumporna kiselina isključivo u koncentriranom stanju, vrlo su jaki oksidanti. Konkretno, za razliku od drugih kiselina, one oksidiraju ne samo metale koji se nalaze prije vodika u nizu aktivnosti, već i gotovo sve metale nakon njega (osim platine i zlata).

Na primjer, oni su sposobni oksidirati bakar, srebro i živu. Međutim, treba čvrsto shvatiti činjenicu da jedan broj metala (Fe, Cr, Al), uprkos činjenici da su prilično aktivni (dostupni prije vodonika), ipak ne reagiraju s koncentriranom HNO 3 i koncentriranom H 2 SO 4 bez zagrijavanje zbog fenomena pasivacije - na površini takvih metala stvara se zaštitni film čvrstih oksidacijskih produkata, koji ne dozvoljava molekulima koncentrirane sumporne i koncentrirane dušične kiseline da prodru duboko u metal da bi došlo do reakcije. Međutim, uz jako zagrijavanje, reakcija se i dalje događa.

U slučaju interakcije sa metalima, obavezni proizvodi su uvek so odgovarajućeg metala i upotrebljena kiselina, kao i voda. Uvek se izoluje i treći proizvod čija formula zavisi od mnogih faktora, posebno, kao što su aktivnost metala, kao i koncentracija kiselina i reakciona temperatura.

Visoka oksidaciona sposobnost koncentriranih sumpornih i koncentriranih dušičnih kiselina omogućava im da reagiraju ne samo s gotovo svim metalima serije aktivnosti, već čak i s mnogim čvrstim nemetalima, posebno s fosforom, sumporom i ugljikom. Donja tabela jasno prikazuje produkte interakcije sumporne i dušične kiseline s metalima i nemetalima ovisno o koncentraciji:

7. Smanjenje svojstava kiselina bez kiseonika

Sve kiseline bez kiseonika (osim HF) mogu pokazati redukciona svojstva zbog hemijskog elementa uključenog u anion pod dejstvom različitih oksidacionih sredstava. Na primjer, sve halogenovodične kiseline (osim HF) oksidiraju mangan dioksid, kalijev permanganat i kalijev dihromat. U ovom slučaju, halogeni joni se oksidiraju u slobodne halogene:

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

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

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

Od svih halogenovodoničnih kiselina, najveću redukcijsku aktivnost ima jodovodična kiselina. Za razliku od drugih halogenovodoničnih kiselina, čak i željezni oksid i soli ga mogu oksidirati.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Vodonik sulfidna kiselina H 2 S takođe ima visoku redukcionu aktivnost, čak i oksidaciono sredstvo kao što je sumpor dioksid može da je oksidira.

Pogledajmo najčešće formule kiselina koje se nalaze u udžbenicima:

Lako je primijetiti da je svim kiselinskim formulama zajedničko prisustvo atoma vodika (H), koji je prvi u formuli.

Određivanje valencije kiselinskog ostatka

Iz gornje liste može se vidjeti da se broj ovih atoma može razlikovati. Kiseline koje sadrže samo jedan atom vodika nazivaju se jednobazne (dušične, hlorovodonične i druge). Sumporna, ugljična i silicijumska kiselina su dvobazne, jer njihove formule sadrže dva atoma H. ​​Molekul trobazne fosforne kiseline sadrži tri atoma vodika.

Dakle, količina H u formuli karakteriše bazičnost kiseline.

Atom ili grupa atoma koji su napisani iza vodika nazivaju se kiselinski ostaci. Na primjer, u hidrosulfidnoj kiselini ostatak se sastoji od jednog atoma - S, au fosfornoj, sumpornoj i mnogim drugim - od dva, a jedan od njih je nužno kisik (O). Na osnovu toga, sve kiseline se dijele na koje sadrže kisik i bez kisika.

Svaki kiselinski ostatak ima određenu valenciju. On je jednak broju H atoma u molekulu ove kiseline. Valencija HCl ostatka je jednaka jedan, jer se radi o jednobaznoj kiselini. Ostaci azotne, perhlorne i azotne kiseline imaju istu valenciju. Valencija ostatka sumporne kiseline (SO 4) je dva, budući da se u njegovoj formuli nalaze dva atoma vodika. Ostatak trovalentne fosforne kiseline.

Kiseli ostaci - anjoni

Osim valencije, kiseli ostaci imaju naboje i anioni su. Njihova naelektrisanja su navedena u tabeli rastvorljivosti: CO 3 2−, S 2−, Cl− i tako dalje. Imajte na umu: naboj kiselog ostatka je numerički isti kao i njegova valencija. Na primjer, u silicijumskoj kiselini, čija je formula H 2 SiO 3, kiselinski ostatak SiO 3 ima valenciju II i naboj od 2-. Dakle, znajući naboj kiselog ostatka, lako je odrediti njegovu valenciju i obrnuto.

Rezimiraj. Kiseline su spojevi formirani od atoma vodika i kiselih ostataka. Sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije može se dati još jedna definicija: kiseline su elektroliti, u čijim rastvorima i topljeninama su prisutni vodikovi kationi i anjoni kiselih ostataka.

Hints

Hemijske formule kiselina se obično uče napamet, kao i njihova imena. Ako ste zaboravili koliko atoma vodika ima u određenoj formuli, ali znate kako izgleda njen kiseli ostatak, u pomoć će vam priskočiti tabela rastvorljivosti. Naboj ostatka se po modulu poklapa sa valencijom, a on sa količinom H. Na primjer, sjetite se da je ostatak ugljične kiseline CO 3 . Pomoću tabele rastvorljivosti određujete da je njen naboj 2-, što znači da je dvovalentan, odnosno da ugljena kiselina ima formulu H 2 CO 3.

Često dolazi do zabune s formulama sumporne i sumporne, kao i dušične i dušične kiseline. I ovdje postoji jedna stvar koja olakšava pamćenje: naziv kiseline iz para u kojem ima više atoma kisika završava se na -naya (sumporna, dušična). Kiselina s manje atoma kisika u formuli ima ime koje završava na -istaya (sumporna, dušična).

Međutim, ovi će savjeti pomoći samo ako su vam formule kiselina poznate. Ponovimo ih ponovo.