Наименования на някои неорганични киселини и соли
| Киселинни формули | Имена на киселини | Имена на съответните соли |
| HClO4 | хлор | перхлорати |
| HClO3 | хипохлорен | хлорати |
| HClO2 | хлорид | хлорити |
| HClO | хипохлорен | хипохлорити |
| H5IO6 | йод | периодати |
| HIO 3 | йодна | йодати |
| H2SO4 | сярна | сулфати |
| H2SO3 | сяра | сулфити |
| H2S2O3 | тиосяра | тиосулфати |
| H2S4O6 | тетратионов | тетратионати |
| HNO3 | азот | нитрати |
| HNO2 | азотен | нитрити |
| H3PO4 | ортофосфорен | ортофосфати |
| HPO 3 | метафосфорен | метафосфати |
| H3PO3 | фосфорни | фосфити |
| H3PO2 | фосфорни | хипофосфити |
| H2CO3 | въглища | карбонати |
| H2SiO3 | силиций | силикати |
| HMnO4 | манган | перманганати |
| H2MnO4 | манган | манганати |
| H2CrO4 | хром | хромати |
| H2Cr2O7 | дихром | дихромати |
| HF | флуороводород (флуорид) | флуориди |
| НС1 | солна (солна) | хлориди |
| HBr | бромоводородна | бромиди |
| здрасти | водороден йодид | йодиди |
| H2S | сероводород | сулфиди |
| HCN | циановодород | цианиди |
| HOCN | циан | цианати |
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 остатъка от сярна киселина (SO 4) и метала 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 всичките му 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.
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 под формата на водородни катиони H + при дисоциация 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, че такава дисоциация е практически необратима. 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 тези метали, които са в серията активност вляво от водорода, и солта на съответния метал и водородът се образуват като продукти. 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 те 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 ниско активни 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 причина за нагряване на явлението пасивация - върху повърхността на такива метали се образува защитен филм от твърди продукти на окисление, 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
| Киселинна формула | Име на киселината | Киселинен остатък (анион) | Име на соли (средно) |
|---|---|---|---|
| HF | Хидрофлуорен (флуорен) | F − | Флуориди |
| НС1 | Солен (солен) | Cl − | Хлориди |
| HBr | Бромоводородна | Br− | Бромиди |
| здрасти | Хидройодид | аз − | йодиди |
| H2S | Сероводород | S 2− | Сулфиди |
| H2SO3 | сяра | SO 3 2 − | Сулфити |
| H2SO4 | Сярна | SO 4 2 − | Сулфати |
| HNO2 | Азотни | NO2− | Нитрити |
| HNO3 | Азот | НЕ 3 − | Нитрати |
| H2SiO3 | Силиций | SiO 3 2 − | Силикати |
| HPO 3 | Метафосфорен | PO 3 − | Метафосфати |
| H3PO4 | Ортофосфорен | PO 4 3 − | Ортофосфати (фосфати) |
| H4P2O7 | Пирофосфорен (бифосфорен) | P 2 O 7 4 − | Пирофосфати (дифосфати) |
| HMnO4 | Манган | MnO 4 − | Перманганати |
| H2CrO4 | Chrome | CrO 4 2 − | Хромати |
| H2Cr2O7 | Дихром | Cr 2 O 7 2 − | Дихромати (бихромати) |
| H2SeO4 | Селен | SeO 4 2 − | Селенати |
| H3BO3 | Борная | BO 3 3 − | Ортоборати |
| HClO | Хипохлорист | ClO – | Хипохлорити |
| HClO2 | Хлорид | ClO2− | хлорити |
| HClO3 | хлорист | ClO3− | Хлорати |
| HClO4 | хлор | ClO 4 − | Перхлорати |
| H2CO3 | Въглища | CO 3 3 − | Карбонати |
| CH3COOH | Оцет | CH 3 COO − | Ацетати |
| HCOOH | мравка | HCOO − | Формиати |
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
| Знак за класификация | Тип киселина | Примери |
|---|---|---|
| Броят на водородните йони, образувани при пълна дисоциация на киселинна молекула | Монобаза | HCl, HNO3, CH3COOH |
| Двуосновен | H2SO4, H2S, H2CO3 | |
| Триосновен | H3PO4, H3AsO4 | |
| Наличието или отсъствието на кислороден атом в молекула | Кислородсъдържащи (киселинни хидроксиди, оксокиселини) | HNO2, H2SiO3, H2SO4 |
| Без кислород | HF, H2S, HCN | |
| Степен на дисоциация (сила) | Силни (напълно дисоциирани, силни електролити) | HCl, HBr, HI, H2SO4 (разреден), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7 |
| Слаби (частично дисоциирани, слаби електролити) | 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, H2SO4 (конц.) | |
| Окислителни свойства | Окислители, дължащи се на H + йони (условно неокисляващи киселини) | HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (разреден), H 3 PO 4, CH 3 COOH |
| Окислители, дължащи се на анион (окисляващи киселини) | HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (конц.), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Анионни редуциращи агенти | HCl, HBr, HI, H 2 S (но не HF) | |
| Термична стабилност | Съществуват само в решения | H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2 |
| Лесно се разлага при нагряване | H2SO3, HNO3, H2SiO3 | |
| Термично стабилен | H2SO4 (конц.), H3PO4 |
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 + NH3 = NH4Cl - амониев хлорид;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - амониев сулфат.
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 (разм.):
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
Пример 7.3.
Концентрираната сярна киселина, за разлика от разредената, реагира:
3) KNO 3 (телевизор);
BaO + SO 2 = BaSO 3
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).
Методите за производство на киселини са много разнообразни.Аноксични киселини
- получавам:
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 3Аноксични киселини
- Кислородсъдържащи киселини
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
окисляване 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):
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
- Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (разреден) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 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 ↓
Това са вещества, които се дисоциират в разтвори, за да образуват водородни йони.
Киселините се класифицират по тяхната сила, по тяхната основност и по наличието или отсъствието на кислород в киселината.По силакиселините се делят на силни и слаби. Най-важните силни киселини са азотната
HNO 3, сярна H2SO4 и солна HCl. Според наличието на кислородправете разлика между кислородсъдържащи киселини ( HNO3, H3PO4и др.) и безкислородни киселини (
HCl, H2S, HCN и др.).По основност, т.е. Според броя на водородните атоми в киселинната молекула, които могат да бъдат заменени с метални атоми, за да образуват сол, киселините се делят на едноосновни (напр.
HNO 3, HCl), двуосновен (H 2 S, H 2 SO 4), триосновен (H 3 PO 4) и др.НС1 Имената на безкислородните киселини произлизат от името на неметала с добавяне на края -водород:- солна киселина, H2S HCN e - хидроселенова киселина,
Имената на кислородсъдържащите киселини също се образуват от руското име на съответния елемент с добавянето на думата "киселина". В този случай името на киселината, в която елементът е в най-високо състояние на окисление, завършва на "naya" или "ova", например, H2SO4 - сярна киселина, HClO4 - перхлорна киселина, H3AsO4 - арсенова киселина. С намаляване на степента на окисление на киселинно образуващия елемент, окончанията се променят в следната последователност: „яйцевидни“ ( HClO3 - перхлорна киселина), "твърдо" ( HClO2 - хлорна киселина), „яйцевидна“ ( H O Cl - хипохлорна киселина). Ако даден елемент образува киселини, докато е само в две степени на окисление, тогава името на киселината, съответстваща на най-ниската степен на окисление на елемента, получава края "iste" ( HNO3 - азотна киселина, HNO2 - азотиста киселина).
Таблица - Най-важните киселини и техните соли
|
киселина |
Имена на съответните нормални соли |
|
|
Име |
Формула |
|
|
Азот |
HNO3 |
Нитрати |
|
Азотни |
HNO2 |
Нитрити |
|
Борна (ортоборна) |
H3BO3 |
Борати (ортоборати) |
|
Бромоводородна |
Бромиди |
|
|
Хидройодид |
йодиди |
|
|
Силиций |
H2SiO3 |
Силикати |
|
Манган |
HMnO4 |
Перманганати |
|
Метафосфорен |
HPO 3 |
Метафосфати |
|
Арсен |
H3AsO4 |
арсенати |
|
Арсен |
H3AsO3 |
Арсенити |
|
Ортофосфорен |
H3PO4 |
Ортофосфати (фосфати) |
|
Дифосфорен (пирофосфорен) |
H4P2O7 |
Дифосфати (пирофосфати) |
|
Дихром |
H2Cr2O7 |
Дихромати |
|
Сярна |
H2SO4 |
Сулфати |
|
сяра |
H2SO3 |
Сулфити |
|
Въглища |
H2CO3 |
Карбонати |
|
Фосфорни |
H3PO3 |
Фосфити |
|
Хидрофлуорен (флуорен) |
Флуориди |
|
|
Солна (сол) |
Хлориди |
|
|
хлор |
HClO4 |
Перхлорати |
|
хлорист |
HClO3 |
Хлорати |
|
Хипохлорист |
HClO |
Хипохлорити |
|
Chrome |
H2CrO4 |
Хромати |
|
Циановодород (цианид) |
Цианид |
|
Получаване на киселини
1. Безкислородните киселини могат да бъдат получени чрез директно комбиниране на неметали с водород:
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S H 2 S.
2. Кислородсъдържащите киселини често могат да бъдат получени чрез директно комбиниране на киселинни оксиди с вода:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4,
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,
P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3.
3. Както безкислородните, така и кислородсъдържащите киселини могат да бъдат получени чрез обменни реакции между соли и други киселини:
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2 + H2O.
4. В някои случаи редокс реакциите могат да се използват за получаване на киселини:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.
Химични свойства на киселините
1. Най-характерното химично свойство на киселините е способността им да реагират с основи (както и основни и амфотерни оксиди), за да образуват соли, например:
H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,
2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O.
2. Способността да взаимодейства с някои метали в серията на напрежение до водород, с освобождаване на водород:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. При соли, ако се образува слабо разтворима сол или летливо вещество:
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2,
2KHCO3 + H2SO4 = K2SO4 +2SO2+ 2Н 2 О.
Имайте предвид, че многоосновните киселини се дисоциират стъпаловидно и лекотата на дисоциация на всеки етап намалява, следователно, за многоосновните киселини, вместо средни соли, често се образуват киселинни соли (в случай на излишък на реагиращата киселина):
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O.
4. Специален случай на киселинно-основно взаимодействие е реакцията на киселини с индикатори, водеща до промяна на цвета, която отдавна се използва за качествено откриване на киселини в разтвори. И така, лакмусът променя цвета си в кисела среда до червено.
5. При нагряване съдържащите кислород киселини се разлагат на оксид и вода (за предпочитане в присъствието на средство за отстраняване на вода P2O5):
H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3,
H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2.
М.В. Андрюхова, Л.Н. Бородина