Säuren und ihre Formeln. Dichte verschiedener Säuren. Trivialnamen anorganischer Stoffe

7. Säuren. Salz. Beziehung zwischen Klassen anorganischer Substanzen

7.1. Säuren

Säuren sind Elektrolyte, bei deren Dissoziation ausschließlich Wasserstoffkationen H + als positiv geladene Ionen entstehen (genauer gesagt Hydroniumionen H 3 O +).

Eine andere Definition: Säuren sind komplexe Stoffe, die aus einem Wasserstoffatom und Säureresten bestehen (Tabelle 7.1).

Tabelle 7.1

Formeln und Namen einiger Säuren, Säurereste und Salze

Unter normalen Bedingungen können Säuren Feststoffe (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) und Flüssigkeiten (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH) sein. Diese Säuren können sowohl einzeln (100 %ige Form) als auch in Form verdünnter und konzentrierter Lösungen vorliegen. Beispielsweise sind H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH sowohl einzeln als auch in Lösungen bekannt.

Einige Säuren sind nur in Lösungen bekannt. Dies sind alles Halogenwasserstoffe (HCl, HBr, HI), Schwefelwasserstoff H 2 S, Blausäure (Blausäure HCN), Kohlensäure H 2 CO 3, schwefelhaltige H 2 SO 3-Säure, die Lösungen von Gasen in Wasser sind. Salzsäure ist beispielsweise eine Mischung aus HCl und H 2 O, Kohlensäure ist eine Mischung aus CO 2 und H 2 O. Es ist klar, dass die Verwendung des Ausdrucks „Salzsäurelösung“ falsch ist.

Die meisten Säuren sind wasserlöslich, Kieselsäure H 2 SiO 3 ist unlöslich. Die überwiegende Mehrheit der Säuren hat eine molekulare Struktur. Beispiele für Strukturformeln von Säuren:

In den meisten sauerstoffhaltigen Säuremolekülen sind alle Wasserstoffatome an Sauerstoff gebunden. Aber es gibt Ausnahmen:

Säuren werden nach einer Reihe von Merkmalen klassifiziert (Tabelle 7.2).

Tabelle 7.2

Klassifizierung von Säuren

Alle allgemeinen chemischen Eigenschaften von Säuren beruhen auf dem Vorhandensein überschüssiger Wasserstoffkationen H + (H 3 O +) in ihren wässrigen Lösungen.

1. Aufgrund des Überschusses an H + -Ionen ändern wässrige Lösungen von Säuren die Farbe von Lackmusviolett und Methylorange zu Rot (Phenolphthalein ändert seine Farbe nicht und bleibt farblos). In einer wässrigen Lösung schwacher Kohlensäure ist Lackmus nicht rot, sondern rosa; eine Lösung über einem Niederschlag sehr schwacher Kieselsäure verändert die Farbe der Indikatoren überhaupt nicht.

2. Säuren interagieren mit basischen Oxiden, Basen und amphoteren Hydroxiden, Ammoniakhydrat (siehe Kapitel 6).

Beispiel 7.1. Um die Transformation BaO → BaSO 4 durchzuführen, können Sie verwenden: a) SO 2; b) H 2 SO 4; c) Na 2 SO 4; d) SO 3.

Lösung. Die Umwandlung kann mit H 2 SO 4 durchgeführt werden:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 reagiert nicht mit BaO und bei der Reaktion von BaO mit SO 2 entsteht Bariumsulfit:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Antwort: 3).

3. Säuren reagieren mit Ammoniak und seinen wässrigen Lösungen unter Bildung von Ammoniumsalzen:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl – Ammoniumchlorid;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 – Ammoniumsulfat.

4. Nichtoxidierende Säuren reagieren mit Metallen, die in der Aktivitätsreihe bis zu Wasserstoff stehen, unter Bildung eines Salzes und setzen Wasserstoff frei:

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

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

Die Wechselwirkung oxidierender Säuren (HNO 3, H 2 SO 4 (konz)) mit Metallen ist sehr spezifisch und wird bei der Untersuchung der Chemie von Elementen und ihren Verbindungen berücksichtigt.

5. Säuren interagieren mit Salzen. Die Reaktion weist eine Reihe von Merkmalen auf:

a) In den meisten Fällen entsteht bei der Reaktion einer stärkeren Säure mit einem Salz einer schwächeren Säure ein Salz einer schwachen Säure und einer schwachen Säure, oder, wie man sagt, eine stärkere Säure verdrängt eine schwächere. Die Reihe abnehmender Säurestärken sieht folgendermaßen aus:

Beispiele für auftretende Reaktionen:

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

Interagieren nicht miteinander, zum Beispiel KCl und H 2 SO 4 (verdünnt), NaNO 3 und H 2 SO 4 (verdünnt), K 2 SO 4 und HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 und H 2 CO 3, CH 3 COOK und H 2 CO 3;

b) In manchen Fällen verdrängt eine schwächere Säure eine stärkere aus einem Salz:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

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

Solche Reaktionen sind möglich, wenn sich die Niederschläge der resultierenden Salze nicht in den resultierenden verdünnten starken Säuren (H 2 SO 4 und HNO 3) lösen;

c) Bei der Bildung von Niederschlägen, die in starken Säuren unlöslich sind, kann es zu einer Reaktion zwischen einer starken Säure und einem Salz einer anderen starken Säure kommen:

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

Beispiel 7.2. Geben Sie die Zeile an, die die Formeln der Stoffe enthält, die mit H 2 SO 4 (verdünnt) reagieren.

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.

Lösung. Alle Stoffe der Reihe 4 interagieren mit H 2 SO 4 (verdünnt):

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

In Zeile 1) ist die Reaktion mit KCl (p-p) nicht möglich, in Zeile 2) - mit Ag, in Zeile 3) - mit NaNO 3 (p-p).

Antwort: 4).

6. Konzentrierte Schwefelsäure verhält sich bei Reaktionen mit Salzen sehr spezifisch. Dies ist eine nichtflüchtige und thermisch stabile Säure, daher verdrängt sie alle starken Säuren aus festen (!) Salzen, da diese flüchtiger sind als H2SO4 (konz.):

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

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

Salze starker Säuren (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagieren nur mit konzentrierter Schwefelsäure und nur im festen Zustand

Beispiel 7.3. Konzentrierte Schwefelsäure reagiert im Gegensatz zu verdünnter:

3) KNO 3 (Fernseher);

Lösung. Beide Säuren reagieren mit KF, Na 2 CO 3 und Na 3 PO 4, und nur H 2 SO 4 (konz.) reagiert mit KNO 3 (fest).

Antwort: 3).

Die Methoden zur Herstellung von Säuren sind sehr vielfältig.

Anoxische Säuren erhalten:

• durch Auflösen der entsprechenden Gase in Wasser:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

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

• aus Salzen durch Verdrängung mit stärkeren oder weniger flüchtigen Säuren:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

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

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

Sauerstoffhaltige Säuren erhalten:

• durch Auflösen der entsprechenden sauren Oxide in Wasser, wobei der Oxidationsgrad des säurebildenden Elements im Oxid und in der Säure gleich bleibt (mit Ausnahme von 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

• Oxidation von Nichtmetallen mit oxidierenden Säuren:

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

• durch Verdrängung einer starken Säure aus einem Salz einer anderen starken Säure (wenn ein in den entstehenden Säuren unlöslicher Niederschlag ausfällt):

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• indem eine flüchtige Säure aus ihren Salzen durch eine weniger flüchtige Säure ersetzt wird.

Zu diesem Zweck wird am häufigsten nichtflüchtige, thermisch stabile konzentrierte Schwefelsäure verwendet:

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

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

• Verdrängung einer schwächeren Säure aus ihren Salzen durch eine stärkere Säure:

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 ↓

Säuren sind komplexe Substanzen, deren Moleküle Wasserstoffatome enthalten, die durch Metallatome und einen Säurerest ersetzt oder ausgetauscht werden können.

Basierend auf der Anwesenheit oder Abwesenheit von Sauerstoff im Molekül werden Säuren in sauerstoffhaltige Säuren unterteilt(H 2 SO 4 Schwefelsäure, H 2 SO 3 schweflige Säure, HNO 3 Salpetersäure, H 3 PO 4 Phosphorsäure, H 2 CO 3 Kohlensäure, H 2 SiO 3 Kieselsäure) und sauerstofffrei(HF-Flusssäure, HCl-Salzsäure (Salzsäure), HBr-Bromwasserstoffsäure, HI-Jodwasserstoffsäure, H 2 S-Schwefelwasserstoffsäure).

Abhängig von der Anzahl der Wasserstoffatome im Säuremolekül sind Säuren einbasig (mit 1 H-Atom), zweibasig (mit 2 H-Atomen) und dreibasig (mit 3 H-Atomen). Beispielsweise ist Salpetersäure HNO 3 einbasig, da ihr Molekül ein Wasserstoffatom enthält, Schwefelsäure H 2 SO 4 – dibasisch usw.

Es gibt nur sehr wenige anorganische Verbindungen mit vier Wasserstoffatomen, die durch ein Metall ersetzt werden können.

Der Teil eines Säuremoleküls ohne Wasserstoff wird Säurerest genannt.

Saure Rückstände können aus einem Atom bestehen (-Cl, -Br, -I) – das sind einfache saure Reste, oder sie können aus einer Gruppe von Atomen bestehen (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – das sind komplexe Reste.

In wässrigen Lösungen werden bei Austausch- und Substitutionsreaktionen saure Rückstände nicht zerstört:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Das Wort Anhydrid bedeutet wasserfrei, also eine Säure ohne Wasser. Zum Beispiel,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoxische Säuren haben keine Anhydride.

Säuren haben ihren Namen vom Namen des säurebildenden Elements (Säurebildners) mit dem Zusatz „naya“ und seltener „vaya“: H 2 SO 4 – Schwefelsäure; H 2 SO 3 – Kohle; H 2 SiO 3 – Silizium usw.

Das Element kann mehrere Sauerstoffsäuren bilden. In diesem Fall werden die angegebenen Endungen in den Namen von Säuren angezeigt, wenn das Element eine höhere Wertigkeit aufweist (das Säuremolekül enthält einen hohen Gehalt an Sauerstoffatomen). Wenn das Element eine niedrigere Wertigkeit aufweist, ist die Endung im Namen der Säure „leer“: HNO 3 – salpeterhaltig, HNO 2 – stickstoffhaltig.

Säuren können durch Auflösen von Anhydriden in Wasser gewonnen werden. Wenn die Anhydride in Wasser unlöslich sind, kann die Säure durch Einwirkung einer anderen stärkeren Säure auf das Salz der gewünschten Säure gewonnen werden. Diese Methode ist sowohl für Sauerstoff als auch für sauerstofffreie Säuren typisch. Sauerstofffreie Säuren werden auch durch direkte Synthese aus Wasserstoff und einem Nichtmetall und anschließendes Auflösen der resultierenden Verbindung in Wasser gewonnen:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Lösungen der entstehenden gasförmigen Stoffe HCl und H 2 S sind Säuren.

Unter normalen Bedingungen liegen Säuren sowohl im flüssigen als auch im festen Zustand vor.

Chemische Eigenschaften von Säuren

Säurelösungen wirken auf Indikatoren. Alle Säuren (außer Kieselsäure) sind gut wasserlöslich. Spezielle Substanzen - Indikatoren ermöglichen die Bestimmung des Vorhandenseins von Säure.

Indikatoren sind Substanzen mit komplexer Struktur. Sie ändern ihre Farbe je nach Wechselwirkung mit verschiedenen Chemikalien. In neutralen Lösungen haben sie eine Farbe, in Basenlösungen eine andere Farbe. Bei der Wechselwirkung mit einer Säure ändern sie ihre Farbe: Der Methylorange-Indikator wird rot und der Lackmus-Indikator wird ebenfalls rot.

Interagiere mit Basen unter Bildung von Wasser und Salz, das einen unveränderten Säurerest enthält (Neutralisationsreaktion):

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

Interagieren Sie mit Basisoxiden unter Bildung von Wasser und Salz (Neutralisationsreaktion). Das Salz enthält den Säurerest der Säure, die bei der Neutralisationsreaktion verwendet wurde:

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

Interagieren Sie mit Metallen. Damit Säuren mit Metallen interagieren können, müssen bestimmte Bedingungen erfüllt sein:

1. Das Metall muss gegenüber Säuren ausreichend aktiv sein (in der Aktivitätsreihe der Metalle muss es vor Wasserstoff stehen). Je weiter links ein Metall in der Aktivitätsreihe steht, desto intensiver interagiert es mit Säuren;

2. Die Säure muss stark genug sein (d. h. in der Lage, Wasserstoffionen H+ abzugeben).

Bei chemischen Reaktionen von Säure mit Metallen kommt es zur Salzbildung und zur Freisetzung von Wasserstoff (mit Ausnahme der Wechselwirkung von Metallen mit Salpetersäure und konzentrierter Schwefelsäure):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

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

Sie haben noch Fragen? Möchten Sie mehr über Säuren erfahren?
Um Hilfe von einem Tutor zu bekommen -.
Die erste Lektion ist kostenlos!

blog.site: Wenn Sie Material ganz oder teilweise kopieren, ist ein Link zur Originalquelle erforderlich.

Säuren- Elektrolyte, bei deren Dissoziation aus positiven Ionen nur H+-Ionen entstehen:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;

CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .

Alle Säuren werden in anorganische und organische (Carbonsäure) eingeteilt, die auch ihre eigenen (internen) Klassifizierungen haben.

Unter normalen Bedingungen liegt eine erhebliche Menge an anorganischen Säuren in flüssigem Zustand vor, einige in festem Zustand (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Organische Säuren mit bis zu 3 Kohlenstoffatomen sind leicht bewegliche, farblose Flüssigkeiten mit einem charakteristischen stechenden Geruch; Säuren mit 4–9 Kohlenstoffatomen sind ölige Flüssigkeiten mit unangenehmem Geruch, und Säuren mit vielen Kohlenstoffatomen sind wasserunlösliche Feststoffe.

Chemische Formeln von Säuren

Betrachten wir die chemischen Formeln von Säuren am Beispiel mehrerer Vertreter (sowohl anorganischer als auch organischer Art): Salzsäure – HCl, Schwefelsäure – H 2 SO 4, Phosphorsäure – H 3 PO 4, Essigsäure – CH 3 COOH und Benzoesäure Säure - C 6 H5COOH. Die chemische Formel zeigt die qualitative und quantitative Zusammensetzung des Moleküls (wie viele und welche Atome sind in einer bestimmten Verbindung enthalten). Mit der chemischen Formel können Sie das Molekulargewicht von Säuren berechnen (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 amu):

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.

Strukturelle (grafische) Formeln von Säuren

Die strukturelle (grafische) Formel einer Substanz ist visueller. Es zeigt, wie Atome innerhalb eines Moleküls miteinander verbunden sind. Lassen Sie uns die Strukturformeln jeder der oben genannten Verbindungen angeben:

Reis. 1. Strukturformel der Salzsäure.

Reis. 2. Strukturformel der Schwefelsäure.

Reis. 3. Strukturformel der Phosphorsäure.

Reis. 4. Strukturformel der Essigsäure.

Reis. 5. Strukturformel der Benzoesäure.

Ionische Formeln

Alle anorganischen Säuren sind Elektrolyte, d.h. in der Lage, in einer wässrigen Lösung in Ionen zu dissoziieren:

HCl ↔ H + + Cl - ;

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2- ;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

BEISPIEL 2

Säuren können nach verschiedenen Kriterien klassifiziert werden:

1) Das Vorhandensein von Sauerstoffatomen in der Säure

2) Säurebasizität

Die Basizität einer Säure ist die Anzahl der „mobilen“ Wasserstoffatome in ihrem Molekül, die bei der Dissoziation in Form von Wasserstoffkationen H + vom Säuremolekül abgespalten und auch durch Metallatome ersetzt werden können:

4) Löslichkeit

5) Stabilität

7) Oxidierende Eigenschaften

Chemische Eigenschaften von Säuren

1. Fähigkeit zur Dissoziation

Säuren zerfallen in wässrigen Lösungen in Wasserstoffkationen und Säurereste. Wie bereits erwähnt, werden Säuren in gut dissoziierende (starke) und schwach dissoziierende (schwache) Säuren unterteilt. Beim Schreiben der Dissoziationsgleichung für starke einbasige Säuren wird entweder ein nach rechts zeigender Pfeil () oder ein Gleichheitszeichen (=) verwendet, was die virtuelle Irreversibilität einer solchen Dissoziation zeigt. Beispielsweise kann die Dissoziationsgleichung für starke Salzsäure auf zwei Arten geschrieben werden:

oder in dieser Form: HCl = H + + Cl -

oder so: HCl → H + + Cl -

Tatsächlich sagt uns die Richtung des Pfeils, dass der umgekehrte Prozess der Verbindung von Wasserstoffkationen mit sauren Resten (Assoziation) bei starken Säuren praktisch nicht stattfindet.

Wenn wir die Dissoziationsgleichung für eine schwache einprotonige Säure schreiben wollen, müssen wir in der Gleichung anstelle des Vorzeichens zwei Pfeile verwenden. Dieses Zeichen spiegelt die Reversibilität der Dissoziation schwacher Säuren wider – in ihrem Fall ist der umgekehrte Prozess der Kombination von Wasserstoffkationen mit sauren Resten stark ausgeprägt:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Mehrbasige Säuren dissoziieren schrittweise, d. h. Wasserstoffkationen werden nicht gleichzeitig, sondern einzeln von ihren Molekülen getrennt. Aus diesem Grund wird die Dissoziation solcher Säuren nicht durch eine, sondern durch mehrere Gleichungen ausgedrückt, deren Anzahl der Basizität der Säure entspricht. Beispielsweise erfolgt die Dissoziation dreibasiger Phosphorsäure in drei Schritten mit abwechselnder Abspaltung von H+-Kationen:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

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

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Es ist zu beachten, dass jede nachfolgende Dissoziationsstufe in geringerem Maße auftritt als die vorherige. Das heißt, H 3 PO 4-Moleküle dissoziieren besser (in größerem Ausmaß) als H 2 PO 4 --Ionen, die wiederum besser dissoziieren als HPO 4 2--Ionen. Dieses Phänomen ist mit einer Erhöhung der Ladung saurer Reste verbunden, wodurch die Stärke der Bindung zwischen ihnen und positiven H + -Ionen zunimmt.

Eine Ausnahme von den mehrbasischen Säuren ist Schwefelsäure. Da diese Säure in beiden Stufen gut dissoziiert, ist es zulässig, die Gleichung ihrer Dissoziation in einer Stufe aufzuschreiben:

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

2. Wechselwirkung von Säuren mit Metallen

Der siebte Punkt bei der Klassifizierung von Säuren sind ihre oxidierenden Eigenschaften. Es wurde festgestellt, dass Säuren schwache Oxidationsmittel und starke Oxidationsmittel sind. Die allermeisten Säuren (fast alle außer H 2 SO 4 (konz.) und HNO 3) sind schwache Oxidationsmittel, da sie ihre Oxidationsfähigkeit nur durch Wasserstoffkationen entfalten können. Solche Säuren können nur Metalle oxidieren, die in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff stehen, und die Produkte bilden ein Salz des entsprechenden Metalls und Wasserstoffs. Zum Beispiel:

H 2 SO 4 (verdünnt) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Was stark oxidierende Säuren betrifft, d.h. H 2 SO 4 (konz.) und HNO 3, dann ist die Liste der Metalle, auf die sie einwirken, viel umfangreicher und umfasst alle Metalle vor Wasserstoff in der Aktivitätsreihe und fast alles danach. Das heißt, konzentrierte Schwefelsäure und Salpetersäure jeglicher Konzentration oxidieren beispielsweise selbst schwach aktive Metalle wie Kupfer, Quecksilber und Silber. Auf die Wechselwirkung von Salpetersäure und konzentrierter Schwefelsäure mit Metallen sowie einigen anderen Stoffen aufgrund ihrer Spezifität wird am Ende dieses Kapitels gesondert eingegangen.

3. Wechselwirkung von Säuren mit basischen und amphoteren Oxiden

Säuren reagieren mit basischen und amphoteren Oxiden. Da Kieselsäure unlöslich ist, reagiert sie nicht mit schwach aktiven basischen Oxiden und amphoteren Oxiden:

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. Wechselwirkung von Säuren mit Basen und amphoteren Hydroxiden

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

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

5. Wechselwirkung von Säuren mit Salzen

Zu dieser Reaktion kommt es, wenn ein Niederschlag, ein Gas oder eine deutlich schwächere Säure entsteht als die, die reagiert. Zum Beispiel:

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. Spezifische oxidative Eigenschaften von Salpetersäure und konzentrierter Schwefelsäure

Wie oben erwähnt, sind Salpetersäure in jeder Konzentration sowie Schwefelsäure ausschließlich in konzentriertem Zustand sehr starke Oxidationsmittel. Insbesondere oxidieren sie im Gegensatz zu anderen Säuren nicht nur Metalle, die in der Aktivitätsreihe vor Wasserstoff stehen, sondern auch fast alle Metalle danach (außer Platin und Gold).

Sie sind beispielsweise in der Lage, Kupfer, Silber und Quecksilber zu oxidieren. Allerdings sollte man sich darüber im Klaren sein, dass eine Reihe von Metallen (Fe, Cr, Al) trotz der Tatsache, dass sie recht aktiv sind (verfügbar vor Wasserstoff), dennoch nicht mit konzentrierter HNO 3 und ohne konzentrierter H 2 SO 4 reagieren Erhitzung aufgrund des Passivierungsphänomens – auf der Oberfläche solcher Metalle bildet sich ein Schutzfilm aus festen Oxidationsprodukten, der es Molekülen konzentrierter Schwefelsäure und konzentrierter Salpetersäure nicht ermöglicht, tief in das Metall einzudringen, damit die Reaktion stattfinden kann. Bei starker Erwärmung findet die Reaktion jedoch immer noch statt.

Bei der Wechselwirkung mit Metallen sind die obligatorischen Produkte immer das Salz des entsprechenden Metalls und die verwendete Säure sowie Wasser. Es wird immer auch ein drittes Produkt isoliert, dessen Formel von vielen Faktoren abhängt, insbesondere von der Aktivität von Metallen sowie der Konzentration von Säuren und der Reaktionstemperatur.

Die hohe Oxidationsfähigkeit konzentrierter Schwefel- und konzentrierter Salpetersäuren ermöglicht es ihnen, nicht nur mit praktisch allen Metallen der Aktivitätsreihe, sondern sogar mit vielen festen Nichtmetallen, insbesondere mit Phosphor, Schwefel und Kohlenstoff, zu reagieren. Die folgende Tabelle zeigt übersichtlich die Produkte der Wechselwirkung von Schwefel- und Salpetersäure mit Metallen und Nichtmetallen in Abhängigkeit von der Konzentration:

7. Reduzierende Eigenschaften sauerstofffreier Säuren

Alle sauerstofffreien Säuren (außer HF) können aufgrund des im Anion enthaltenen chemischen Elements unter Einwirkung verschiedener Oxidationsmittel reduzierende Eigenschaften aufweisen. Beispielsweise werden alle Halogenwasserstoffsäuren (außer HF) durch Mangandioxid, Kaliumpermanganat und Kaliumdichromat oxidiert. Dabei werden Halogenidionen zu freien Halogenen oxidiert:

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

Unter allen Halogenwasserstoffsäuren weist Jodwasserstoffsäure die größte reduzierende Aktivität auf. Im Gegensatz zu anderen Halogenwasserstoffsäuren können sogar Eisenoxid und Salze es oxidieren.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Auch Schwefelwasserstoffsäure H 2 S weist eine hohe Reduktionsaktivität auf, selbst ein Oxidationsmittel wie Schwefeldioxid kann sie oxidieren.

Schauen wir uns die häufigsten Säureformeln an, die in Lehrbüchern zu finden sind:

Es ist leicht zu erkennen, dass allen Säureformeln das Vorhandensein von Wasserstoffatomen (H) gemeinsam ist, die in der Formel an erster Stelle stehen.

Bestimmung der Wertigkeit eines Säurerestes

Aus der obigen Liste ist ersichtlich, dass die Anzahl dieser Atome unterschiedlich sein kann. Säuren, die nur ein Wasserstoffatom enthalten, werden als einbasige Säuren (Salpetersäure, Salzsäure und andere) bezeichnet. Schwefel-, Kohlen- und Kieselsäure sind zweibasig, da ihre Formeln zwei H-Atome enthalten. Ein dreibasisches Phosphorsäuremolekül enthält drei Wasserstoffatome.

Somit charakterisiert die Menge an H in der Formel die Basizität der Säure.

Das Atom oder die Gruppe von Atomen, die nach Wasserstoff geschrieben werden, werden Säurereste genannt. Beispielsweise besteht der Rest in Schwefelwasserstoffsäure aus einem Atom – S, und in Phosphorsäure, Schwefelsäure und vielen anderen – aus zwei, und eines davon ist notwendigerweise Sauerstoff (O). Auf dieser Grundlage werden alle Säuren in sauerstoffhaltige und sauerstofffreie unterteilt.

Jeder Säurerest hat eine bestimmte Wertigkeit. Sie entspricht der Anzahl der H-Atome im Molekül dieser Säure. Die Wertigkeit des HCl-Rests ist gleich eins, da es sich um eine einbasige Säure handelt. Reste von Salpetersäure, Perchlorsäure und salpetriger Säure haben die gleiche Wertigkeit. Die Wertigkeit des Schwefelsäurerests (SO 4) beträgt zwei, da seine Formel zwei Wasserstoffatome enthält. Dreiwertiger Phosphorsäurerest.

Saure Rückstände – Anionen

Zusätzlich zur Valenz haben Säurereste Ladungen und sind Anionen. Ihre Ladungen sind in der Löslichkeitstabelle angegeben: CO 3 2−, S 2−, Cl− und so weiter. Bitte beachten Sie: Die Ladung des sauren Rests entspricht numerisch seiner Wertigkeit. Beispielsweise hat in Kieselsäure, deren Formel H 2 SiO 3 lautet, der Säurerest SiO 3 eine Wertigkeit von II und eine Ladung von 2-. Wenn man also die Ladung des sauren Rests kennt, kann man leicht seine Wertigkeit bestimmen und umgekehrt.

Zusammenfassen. Säuren sind Verbindungen, die aus Wasserstoffatomen und sauren Resten bestehen. Aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation kann eine andere Definition gegeben werden: Säuren sind Elektrolyte, in deren Lösungen und Schmelzen Wasserstoffkationen und Anionen von Säureresten vorhanden sind.

Hinweise

Chemische Formeln von Säuren lernt man meist auswendig, ebenso ihre Namen. Wenn Sie vergessen haben, wie viele Wasserstoffatome in einer bestimmten Formel enthalten sind, Sie aber wissen, wie der Säurerest aussieht, hilft Ihnen die Löslichkeitstabelle weiter. Die Ladung des Rests stimmt im Modul mit der Wertigkeit und damit mit der Menge an H überein. Sie erinnern sich beispielsweise, dass der Rest der Kohlensäure CO 3 ist. Anhand der Löslichkeitstabelle ermitteln Sie, dass die Ladung 2- ist, also zweiwertig ist, d. h. Kohlensäure hat die Formel H 2 CO 3.

Es kommt häufig zu Verwechslungen mit den Formeln von Schwefel- und Schwefelsäure sowie von Salpeter- und salpetriger Säure. Auch hier gibt es einen Punkt, der das Merken erleichtert: Der Name der Säure aus dem Paar, in dem sich mehr Sauerstoffatome befinden, endet auf -naya (Schwefelsäure, Salpetersäure). Eine Säure mit weniger Sauerstoffatomen in der Formel hat einen Namen, der auf -istaya (schwefelhaltig, stickstoffhaltig) endet.

Diese Tipps helfen jedoch nur, wenn Ihnen die Säureformeln bekannt sind. Wiederholen wir sie noch einmal.