Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu i resztę kwasową.
Na podstawie obecności lub braku tlenu w cząsteczce kwasy dzielą się na zawierające tlen(kwas siarkowy H 2 SO 4, kwas siarkowy H 2 SO 3, kwas azotowy HNO 3, kwas fosforowy H 3 PO 4, kwas węglowy H 2 CO 3, kwas krzemowy H 2 SiO 3) i beztlenowe(kwas fluorowodorowy HF, kwas solny HCl (kwas solny), kwas bromowodorowy HBr, kwas jodowodorowy HI, kwas wodorosiarczkowy H2S).
W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, kwasy są jednozasadowe (z 1 atomem H), dwuzasadowe (z 2 atomami H) i trójzasadowe (z 3 atomami H). Na przykład kwas azotowy HNO 3 jest jednozasadowy, ponieważ jego cząsteczka zawiera jeden atom wodoru, kwas siarkowy H 2 SO 4 – dwuzasadowy itp.
Istnieje bardzo niewiele związków nieorganicznych zawierających cztery atomy wodoru, które można zastąpić metalem.
Część cząsteczki kwasu pozbawiona wodoru nazywana jest resztą kwasową.
Pozostałości kwasowe mogą składać się z jednego atomu (-Cl, -Br, -I) - są to proste reszty kwasowe lub mogą składać się z grupy atomów (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - są to reszty złożone.
W roztworach wodnych podczas reakcji wymiany i podstawienia pozostałości kwasowe nie ulegają zniszczeniu:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Słowo bezwodnik oznacza bezwodny, to znaczy kwas bez wody. Na przykład,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Kwasy beztlenowe nie mają bezwodników.
Kwasy wzięły swoją nazwę od nazwy pierwiastka kwasotwórczego (środka kwasotwórczego) z dodatkiem końcówek „naya” i rzadziej „vaya”: H 2 SO 4 - siarkowy; H 2 SO 3 – węgiel; H 2 SiO 3 – krzem itp.
Pierwiastek może tworzyć kilka kwasów tlenowych. W tym przypadku wskazanymi końcówkami nazw kwasów będą te, w których pierwiastek wykazuje wyższą wartościowość (cząsteczka kwasu zawiera dużą zawartość atomów tlenu). Jeśli pierwiastek będzie miał niższą wartościowość, końcówka nazwy kwasu będzie „pusta”: HNO 3 - azotowy, HNO 2 - azotowy.
Kwasy można otrzymać przez rozpuszczenie bezwodników w wodzie. Jeśli bezwodniki są nierozpuszczalne w wodzie, kwas można otrzymać przez działanie innego, silniejszego kwasu na sól żądanego kwasu. Metoda ta jest typowa zarówno dla kwasów tlenowych, jak i beztlenowych. Kwasy beztlenowe otrzymuje się także poprzez bezpośrednią syntezę z wodoru i niemetalu, a następnie rozpuszczenie powstałego związku w wodzie:
H2 + Cl2 → 2HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Roztwory powstałych substancji gazowych HCl i H2S są kwasami.
W normalnych warunkach kwasy występują zarówno w stanie ciekłym, jak i stałym.
Właściwości chemiczne kwasów
Roztwory kwasów działają na wskaźniki. Wszystkie kwasy (z wyjątkiem krzemowego) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Substancje specjalne - wskaźniki pozwalają określić obecność kwasu.
Wskaźniki to substancje o złożonej budowie. Zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi substancjami chemicznymi. W roztworach neutralnych mają jeden kolor, w roztworach zasad inny kolor. Podczas interakcji z kwasem zmieniają kolor: pomarańczowy wskaźnik metylowy zmienia kolor na czerwony, a wskaźnik lakmusowy również zmienia kolor na czerwony.
Interakcja z bazami z utworzeniem wody i soli, która zawiera niezmienioną resztę kwasową (reakcja neutralizacji):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Oddziałuj z tlenkami zasadowymi z utworzeniem wody i soli (reakcja neutralizacji). Sól zawiera kwasową pozostałość kwasu użytego w reakcji zobojętniania:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Interakcja z metalami.
Aby kwasy mogły oddziaływać z metalami, muszą zostać spełnione pewne warunki:
1. metal musi być dostatecznie aktywny wobec kwasów (w szeregu aktywności metali musi znajdować się przed wodorem). Im bardziej na lewo w szeregu aktywności znajduje się metal, tym intensywniej oddziałuje z kwasami;
2. kwas musi być wystarczająco mocny (to znaczy zdolny do oddawania jonów wodoru H +).
Kiedy zachodzą reakcje chemiczne kwasu z metalami, powstaje sól i wydziela się wodór (z wyjątkiem interakcji metali z kwasem azotowym i stężonym kwasem siarkowym):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Nadal masz pytania? Chcesz wiedzieć więcej o kwasach?
Aby uzyskać pomoc od nauczyciela -.
Pierwsza lekcja jest bezpłatna!
blog.site, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do oryginalnego źródła.
Kwasy to związki chemiczne, które są zdolne do oddania naładowanego elektrycznie jonu wodorowego (kationu), a także przyjęcia dwóch oddziałujących elektronów, w wyniku czego powstaje wiązanie kowalencyjne.
W tym artykule przyjrzymy się podstawowym kwasom, które są badane w średnich klasach szkół średnich, a także poznamy wiele interesujących faktów na temat szerokiej gamy kwasów. Zacznijmy.
Kwasy: rodzaje
W chemii istnieje wiele różnych kwasów, które mają bardzo różne właściwości. Chemicy rozróżniają kwasy na podstawie zawartości tlenu, lotności, rozpuszczalności w wodzie, wytrzymałości, stabilności oraz tego, czy należą do organicznej czy nieorganicznej klasy związków chemicznych. W tym artykule przyjrzymy się tabeli przedstawiającej najbardziej znane kwasy. Tabela pomoże Ci zapamiętać nazwę kwasu i jego wzór chemiczny.
Wszystko jest więc wyraźnie widoczne. W poniższej tabeli przedstawiono najbardziej znane kwasy w przemyśle chemicznym. Tabela pomoże Ci znacznie szybciej zapamiętać nazwy i formuły.
Kwas siarkowodorowy
H2S oznacza kwas wodorosiarczkowy. Jego osobliwość polega na tym, że jest również gazem. Siarkowodór jest bardzo słabo rozpuszczalny w wodzie, a także oddziałuje z wieloma metalami. Kwas siarkowodór należy do grupy „słabych kwasów”, których przykłady rozważymy w tym artykule.
H 2 S ma lekko słodki smak i bardzo silny zapach zgniłych jaj. W naturze można go znaleźć w gazach naturalnych lub wulkanicznych, uwalnia się także podczas rozkładu białek.
Właściwości kwasów są bardzo zróżnicowane; nawet jeśli kwas jest niezbędny w przemyśle, może być bardzo szkodliwy dla zdrowia ludzkiego. Kwas ten jest bardzo toksyczny dla ludzi. Po wdychaniu niewielkiej ilości siarkowodoru osoba odczuwa ból głowy, silne nudności i zawroty głowy. Jeśli dana osoba wdycha dużą ilość H 2 S, może to prowadzić do drgawek, śpiączki, a nawet natychmiastowej śmierci.
Kwas Siarkowy
H 2 SO 4 to mocny kwas siarkowy, z którym dzieci zapoznają się na lekcjach chemii w 8. klasie. Kwasy chemiczne, takie jak kwas siarkowy, są bardzo silnymi utleniaczami. H 2 SO 4 działa jako środek utleniający na wiele metali, a także na zasadowe tlenki.
H 2 SO 4 powoduje oparzenia chemiczne w kontakcie ze skórą lub ubraniem, ale nie jest tak toksyczny jak siarkowodór.
Kwas azotowy
Silne kwasy są bardzo ważne w naszym świecie. Przykłady takich kwasów: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 jest dobrze znanym kwasem azotowym. Znalazł szerokie zastosowanie w przemyśle i rolnictwie. Wykorzystuje się go do produkcji różnych nawozów, w biżuterii, w druku fotograficznym, do produkcji leków i barwników, a także w przemyśle wojskowym.
Kwasy chemiczne, takie jak kwas azotowy, są bardzo szkodliwe dla organizmu. Pary HNO 3 pozostawiają wrzody, powodują ostry stan zapalny i podrażnienie dróg oddechowych.
Kwas azotowy
Kwas azotawy jest często mylony z kwasem azotowym, ale istnieje między nimi różnica. Faktem jest, że jest znacznie słabszy od azotu, ma zupełnie inne właściwości i działanie na organizm człowieka.
HNO 2 znalazł szerokie zastosowanie w przemyśle chemicznym.
Kwas fluorowodorowy
Kwas fluorowodorowy (lub fluorowodór) to roztwór H2O z HF. Wzór kwasu to HF. Kwas fluorowodorowy jest bardzo aktywnie wykorzystywany w przemyśle aluminiowym. Służy do rozpuszczania krzemianów, trawienia krzemu i szkła krzemianowego.
Fluorowodór jest bardzo szkodliwy dla organizmu człowieka, w zależności od jego stężenia może być łagodnym narkotykiem. W przypadku kontaktu ze skórą początkowo nie ma żadnych zmian, jednak po kilku minutach może pojawić się ostry ból i oparzenie chemiczne. Kwas fluorowodorowy jest bardzo szkodliwy dla środowiska.
Kwas chlorowodorowy
HCl to chlorowodór i mocny kwas. Chlorowodór zachowuje właściwości kwasów należących do grupy mocnych kwasów. Kwas jest przezroczysty i bezbarwny, ale dymi w powietrzu. Chlorowodór znajduje szerokie zastosowanie w przemyśle metalurgicznym i spożywczym.
Kwas ten powoduje oparzenia chemiczne, jednak dostanie się do oczu jest szczególnie niebezpieczne.
Kwas fosforowy
Kwas fosforowy (H 3 PO 4) jest słabym kwasem w swoich właściwościach. Ale nawet słabe kwasy mogą mieć właściwości silnych. Na przykład H 3 PO 4 stosuje się w przemyśle do przywracania żelaza z rdzy. Ponadto kwas fosforowy (lub ortofosforowy) jest szeroko stosowany w rolnictwie - wytwarza się z niego wiele różnych nawozów.
Właściwości kwasów są bardzo podobne - prawie każdy z nich jest bardzo szkodliwy dla organizmu ludzkiego, H 3 PO 4 nie jest wyjątkiem. Na przykład kwas ten powoduje również poważne oparzenia chemiczne, krwawienia z nosa i odpryskiwanie zębów.
Kwas węglowy
H2CO3 jest słabym kwasem. Otrzymuje się go poprzez rozpuszczenie CO 2 (dwutlenku węgla) w H 2 O (wodzie). Kwas węglowy jest stosowany w biologii i biochemii.
Gęstość różnych kwasów
Gęstość kwasów zajmuje ważne miejsce w teoretycznej i praktycznej części chemii. Znając gęstość, możesz określić stężenie konkretnego kwasu, rozwiązać problemy z obliczeniami chemicznymi i dodać odpowiednią ilość kwasu, aby zakończyć reakcję. Gęstość dowolnego kwasu zmienia się w zależności od stężenia. Na przykład im wyższy procent stężenia, tym wyższa gęstość.
Ogólne właściwości kwasów
Absolutnie wszystkie kwasy są (to znaczy składają się z kilku elementów układu okresowego) i koniecznie zawierają H (wodór) w swoim składzie. Następnie przyjrzymy się, które są powszechne:
- Wszystkie kwasy zawierające tlen (we wzorze, w którym występuje O) po rozkładzie tworzą wodę, a także kwasy beztlenowe rozkładają się na proste substancje (na przykład 2HF rozkłada się na F2 i H2).
- Kwasy utleniające reagują ze wszystkimi metalami z szeregu aktywności metali (tylko tymi znajdującymi się na lewo od H).
- Oddziałują z różnymi solami, ale tylko z tymi, które utworzył jeszcze słabszy kwas.
Kwasy znacznie różnią się od siebie właściwościami fizycznymi. W końcu mogą mieć zapach lub nie, a także znajdować się w różnych stanach skupienia: ciekłym, gazowym, a nawet stałym. Kwasy stałe są bardzo interesujące do zbadania. Przykłady takich kwasów: C 2 H 2 0 4 i H 3 BO 3.
Stężenie
Stężenie to wartość określająca skład ilościowy dowolnego roztworu. Na przykład chemicy często muszą określić, ile czystego kwasu siarkowego występuje w rozcieńczonym kwasie H 2 SO 4. W tym celu do miarki wlewają niewielką ilość rozcieńczonego kwasu, ważą i określają stężenie za pomocą wykresu gęstości. Stężenie kwasów jest ściśle powiązane z gęstością; często przy wyznaczaniu stężenia pojawiają się problemy obliczeniowe, gdy trzeba określić procent czystego kwasu w roztworze.
Klasyfikacja wszystkich kwasów według liczby atomów H w ich wzorze chemicznym
Jedną z najpopularniejszych klasyfikacji jest podział wszystkich kwasów na kwasy jednozasadowe, dwuzasadowe i odpowiednio trójzasadowe. Przykłady kwasów jednozasadowych: HNO 3 (azotowy), HCl (chlorowodorowy), HF (fluorowodorowy) i inne. Kwasy te nazywane są jednozasadowymi, ponieważ zawierają tylko jeden atom H. Takich kwasów jest wiele, nie sposób zapamiętać absolutnie każdego. Trzeba tylko pamiętać, że kwasy dzieli się także ze względu na liczbę atomów H w ich składzie. Kwasy dwuzasadowe definiuje się podobnie. Przykłady: H 2 SO 4 (siarka), H 2 S (siarkowodór), H 2 CO 3 (węgiel) i inne. Trójzasadowy: H 3 PO 4 (fosforowy).
Podstawowa klasyfikacja kwasów
Jedną z najpopularniejszych klasyfikacji kwasów jest ich podział na zawierające tlen i beztlenowe. Jak zapamiętać, nie znając wzoru chemicznego substancji, że jest to kwas zawierający tlen?
Wszystkim kwasom beztlenowym brakuje ważnego pierwiastka O – tlenu, ale zawierają H. Dlatego do ich nazwy zawsze dołączone jest słowo „wodór”. HCl to H 2 S - siarkowodór.
Ale możesz także napisać formułę opartą na nazwach kwasów zawierających kwasy. Na przykład, jeśli liczba atomów O w substancji wynosi 4 lub 3, wówczas do nazwy zawsze dodaje się przyrostek -n- i końcówkę -aya-:
- H 2 SO 4 - siarka (liczba atomów - 4);
- H 2 SiO 3 - krzem (liczba atomów - 3).
Jeśli substancja ma mniej niż trzy lub trzy atomy tlenu, w nazwie stosuje się przyrostek -ist-:
- HNO 2 - azotowy;
- H 2 SO 3 - siarkowy.
Ogólne właściwości
Wszystkie kwasy mają smak kwaśny i często lekko metaliczny. Istnieją jednak inne podobne właściwości, które teraz rozważymy.
Istnieją substancje zwane wskaźnikami. Wskaźniki zmieniają kolor lub kolor pozostaje, ale zmienia się jego odcień. Dzieje się tak, gdy na wskaźniki wpływają inne substancje, takie jak kwasy.
Przykładem zmiany koloru jest tak znany produkt jak herbata i kwas cytrynowy. Po dodaniu cytryny do herbaty herbata stopniowo zaczyna zauważalnie się rozjaśniać. Wynika to z faktu, że cytryna zawiera kwas cytrynowy.
Istnieją inne przykłady. Lakmus, który w środowisku obojętnym ma kolor liliowy, po dodaniu kwasu solnego zmienia kolor na czerwony.
Gdy naprężenia będą w szeregu naprężeń przed wodorem, uwolnią się pęcherzyki gazu - H. Jeśli jednak metal znajdujący się w szeregu naprężeń po H zostanie umieszczony w probówce z kwasem, to nie zajdzie żadna reakcja, nie będzie wydzielanie gazu. Zatem miedź, srebro, rtęć, platyna i złoto nie reagują z kwasami.
W tym artykule zbadaliśmy najsłynniejsze kwasy chemiczne, a także ich główne właściwości i różnice.
Są to substancje, które w roztworach dysocjują, tworząc jony wodorowe.
Kwasy klasyfikuje się według ich mocy, zasadowości oraz obecności lub braku tlenu w kwasie.
SiłąKwasy dzielą się na mocne i słabe. Najważniejszymi mocnymi kwasami są azot HNO 3, siarkowy H2SO4 i chlorowodorowy HCl.
Według obecności tlenu rozróżnia kwasy zawierające tlen ( HNO3, H3PO4 itp.) i kwasy beztlenowe ( HCl, H2S, HCN itp.).
Przez zasadowość, tj. W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, które można zastąpić atomami metalu, tworząc sól, kwasy dzielą się na jednozasadowe (na przykład HNO 3, HCl), dwuzasadowy (H 2 S, H 2 SO 4), trójzasadowy (H 3 PO 4) itp.
Nazwy kwasów beztlenowych pochodzą od nazwy niemetalu z dodatkiem końcówki -wodór: HCl - kwas chlorowodorowy, H2S e - kwas hydroselenowy, HCN - kwas cyjanowodorowy.
Nazwy kwasów zawierających tlen powstają również z rosyjskiej nazwy odpowiedniego pierwiastka z dodatkiem słowa „kwas”. Ponadto nazwa kwasu, w którym pierwiastek występuje w największej ilości stany utlenienia, kończy się na „naya” lub „ovaya”, na przykład H2SO4 - Kwas Siarkowy, HClO4 - kwas nadchlorowy, H3AsO4 - kwas arsenowy. Wraz ze spadkiem stopnia utlenienia pierwiastka kwasotwórczego końcówki zmieniają się w następującej kolejności: „jajowate” ( HClO3 - kwas nadchlorowy), „stały” ( HClO2 - kwas chlorawy), „jajowaty” ( H O kl - kwas podchlorawy). Jeśli pierwiastek tworzy kwasy będąc tylko na dwóch stopniach utlenienia, wówczas nazwa kwasu odpowiadająca najniższemu stopniowi utlenienia pierwiastka otrzymuje końcówkę „iste” ( HNO3 - Kwas azotowy, HNO2 - kwas azotowy).
Tabela - Najważniejsze kwasy i ich sole
|
Kwas |
Nazwy odpowiednich soli normalnych |
|
|
Nazwa |
Formuła |
|
|
Azot |
HNO3 |
Azotany |
|
Azotowy |
HNO2 |
Azotyny |
|
Borowy (ortoboryczny) |
H3BO3 |
Borany (ortoborany) |
|
Bromowodorowy |
Bromki |
|
|
Jodowodorek |
Jodki |
|
|
Krzem |
H2SiO3 |
Krzemiany |
|
Mangan |
HMnO4 |
Nadmanganiany |
|
Metafosforowy |
HPO 3 |
Metafosforany |
|
Arsen |
H3AsO4 |
Arsenaty |
|
Arsen |
H3AsO3 |
Arsenity |
|
Ortofosforowy |
H3PO4 |
Ortofosforany (fosforany) |
|
Difosforowy (pirofosforowy) |
H4P2O7 |
Difosforany (pirofosforany) |
|
Dichrom |
H2Cr2O7 |
Dichromaty |
|
Siarkowy |
H2SO4 |
Siarczany |
|
Siarkawy |
H2SO3 |
Siarczyny |
|
Węgiel |
H2CO3 |
Węglany |
|
Fosfor |
H3PO3 |
Fosforyny |
|
Fluorowodny (fluorowy) |
Fluorki |
|
|
Solny (sól) |
Chlorki |
|
|
Chlor |
HClO4 |
Nadchlorany |
|
Chlorawy |
HClO3 |
Chlorany |
|
Podchlorany |
HClO |
Podchloryny |
|
Chrom |
H2CrO4 |
Chromiany |
|
Cyjanowodór (cyjankowy) |
Cyjanek |
|
Otrzymywanie kwasów
1. Kwasy beztlenowe można otrzymać przez bezpośrednie połączenie niemetali z wodorem:
H2 + Cl2 → 2HCl,
H 2 + S H 2 S.
2. Kwasy zawierające tlen można często otrzymać przez bezpośrednie połączenie tlenków kwasowych z wodą:
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. Zarówno kwasy beztlenowe, jak i zawierające tlen można otrzymać w wyniku reakcji wymiany pomiędzy solami i innymi kwasami:
BaBr2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.
4. W niektórych przypadkach reakcje redoks można wykorzystać do wytworzenia kwasów:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.
Właściwości chemiczne kwasów
1. Najbardziej charakterystyczną właściwością chemiczną kwasów jest ich zdolność do reagowania z zasadami (a także z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi) tworząc sole, na przykład:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,
2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O.
2. Zdolność do oddziaływania z niektórymi metalami w szeregach napięć aż do wodoru, z wydzielaniem wodoru:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. W przypadku soli, jeśli tworzy się słabo rozpuszczalna sól lub substancja lotna:
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2,
2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2+ 2H 2O.
Należy pamiętać, że kwasy wielozasadowe dysocjują etapowo, a łatwość dysocjacji na każdym etapie maleje, dlatego w przypadku kwasów wielozasadowych zamiast soli średnich często tworzą się sole kwasowe (w przypadku nadmiaru reagującego kwasu):
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O.
4. Szczególnym przypadkiem oddziaływania kwas-zasada jest reakcja kwasów ze wskaźnikami, prowadząca do zmiany koloru, co od dawna wykorzystuje się do jakościowego wykrywania kwasów w roztworach. Tak więc lakmus zmienia kolor w kwaśnym środowisku na czerwony.
5. Po podgrzaniu kwasy zawierające tlen rozkładają się na tlenek i wodę (najlepiej w obecności środka usuwającego wodę P2O5):
H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3,
H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2.
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina
Kwasy można klasyfikować według różnych kryteriów:
1) Obecność atomów tlenu w kwasie
2) Zasadowość kwasu
Zasadowość kwasu to liczba „ruchomych” atomów wodoru w jego cząsteczce, które podczas dysocjacji mogą zostać oddzielone od cząsteczki kwasu w postaci kationów wodoru H +, a także zastąpione atomami metalu:
4) Rozpuszczalność
5) Stabilność
7) Właściwości utleniające
Właściwości chemiczne kwasów
1. Zdolność do dysocjacji
Kwasy w roztworach wodnych dysocjują na kationy wodoru i reszty kwasowe. Jak już wspomniano, kwasy dzielą się na dobrze dysocjujące (silne) i słabo dysocjujące (słabe). Pisząc równanie dysocjacji dla mocnych kwasów jednozasadowych, stosuje się jedną strzałkę skierowaną w prawo () lub znak równości (=), co pokazuje wirtualną nieodwracalność takiej dysocjacji. Na przykład równanie dysocjacji mocnego kwasu solnego można zapisać na dwa sposoby:
lub w tej postaci: HCl = H + + Cl -
lub w ten sposób: HCl → H + + Cl -
Tak naprawdę kierunek strzałki mówi nam, że odwrotny proces łączenia kationów wodorowych z resztami kwasowymi (asocjacja) praktycznie nie zachodzi w mocnych kwasach.
Jeśli chcemy napisać równanie dysocjacji słabego kwasu monoprotonowego, musimy zamiast znaku użyć w równaniu dwóch strzałek. Znak ten odzwierciedla odwracalność dysocjacji słabych kwasów - w ich przypadku silnie zaznacza się odwrotny proces łączenia kationów wodorowych z resztami kwasowymi:
CH 3 COOH CH 3 COO — + H +
Kwasy wielozasadowe dysocjują stopniowo, tj. Kationy wodoru oddzielają się od swoich cząsteczek nie jednocześnie, ale jeden po drugim. Z tego powodu dysocjację takich kwasów wyraża się nie jednym, ale kilkoma równaniami, których liczba jest równa zasadowości kwasu. Na przykład dysocjacja trójzasadowego kwasu fosforowego zachodzi w trzech etapach z naprzemiennym oddzielaniem kationów H +:
H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —
H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-
HPO 4 2- H + + PO 4 3-
Należy zaznaczyć, że każdy kolejny etap dysocjacji zachodzi w mniejszym stopniu niż poprzedni. Oznacza to, że cząsteczki H 3 PO 4 dysocjują lepiej (w większym stopniu) niż jony H 2 PO 4, które z kolei dysocjują lepiej niż jony HPO 4 2-. Zjawisko to wiąże się ze wzrostem ładunku reszt kwasowych, w wyniku czego wzrasta siła wiązania pomiędzy nimi a dodatnimi jonami H+.
Spośród kwasów wielozasadowych wyjątkiem jest kwas siarkowy. Ponieważ kwas ten dobrze dysocjuje w obu etapach, dopuszczalne jest napisanie równania jego dysocjacji w jednym etapie:
H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-
2. Oddziaływanie kwasów z metalami
Siódmym punktem klasyfikacji kwasów są ich właściwości utleniające. Stwierdzono, że kwasy są utleniaczami słabymi i utleniaczami mocnymi. Zdecydowana większość kwasów (prawie wszystkie z wyjątkiem H 2 SO 4 (stęż.) i HNO 3) to słabe środki utleniające, ponieważ mogą wykazywać swoją zdolność utleniającą jedynie z powodu kationów wodoru. Takie kwasy mogą utleniać tylko te metale, które znajdują się w szeregu aktywności na lewo od wodoru, a produkty tworzą sól odpowiedniego metalu i wodoru. Na przykład:
H 2 SO 4 (rozcieńczony) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + Fe FeCl 2 + H 2
Jeśli chodzi o silne kwasy utleniające, tj. H 2 SO 4 (stęż.) i HNO 3, wówczas lista metali, na które działają, jest znacznie szersza i obejmuje wszystkie metale przed wodorem w szeregu aktywności i prawie wszystko po. Oznacza to, że na przykład stężony kwas siarkowy i kwas azotowy o dowolnym stężeniu utleniają nawet metale o niskiej aktywności, takie jak miedź, rtęć i srebro. Oddziaływanie kwasu azotowego i stężonego kwasu siarkowego z metalami, a także niektórymi innymi substancjami, ze względu na ich specyfikę, zostanie omówione osobno na końcu tego rozdziału.
3. Oddziaływanie kwasów z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi
Kwasy reagują z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi. Kwas krzemowy, ponieważ jest nierozpuszczalny, nie reaguje z niskoaktywnymi tlenkami zasadowymi i tlenkami amfoterycznymi:
H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O
6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
H2SiO3 + FeO ≠
4. Oddziaływanie kwasów z zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi
HCl + NaOH H2O + NaCl
3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. Oddziaływanie kwasów z solami
Ta reakcja zachodzi, jeśli wytrąci się osad, gaz lub znacznie słabszy kwas niż ten, który reaguje. Na przykład:
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. Specyficzne właściwości utleniające kwasu azotowego i stężonego kwasu siarkowego
Jak wspomniano powyżej, kwas azotowy w dowolnym stężeniu, a także kwas siarkowy wyłącznie w stanie stężonym, są bardzo silnymi utleniaczami. W szczególności, w przeciwieństwie do innych kwasów, utleniają nie tylko metale znajdujące się w szeregu aktywności przed wodorem, ale także prawie wszystkie metale po nim (z wyjątkiem platyny i złota).
Na przykład są zdolne do utleniania miedzi, srebra i rtęci. Należy jednak mocno pojąć, że wiele metali (Fe, Cr, Al), mimo że są dość aktywne (dostępne przed wodorem), to jednak nie reagują ze stężonym HNO 3 i stężonym H 2 SO 4 bez nagrzewanie w wyniku zjawiska pasywacji - na powierzchni takich metali tworzy się ochronny film ze stałych produktów utleniania, który nie pozwala cząsteczkom stężonych kwasów siarkowych i stężonych kwasów azotowych wniknąć w głąb metalu, aby zaszła reakcja. Jednak przy silnym ogrzewaniu reakcja nadal zachodzi.
W przypadku interakcji z metalami obowiązkowymi produktami są zawsze sól odpowiedniego metalu i zastosowany kwas, a także woda. Zawsze wyodrębnia się również trzeci produkt, którego skład zależy od wielu czynników, w szczególności takich jak aktywność metali, a także stężenie kwasów i temperatura reakcji.
Wysoka zdolność utleniająca stężonych kwasów siarkowych i stężonych kwasów azotowych pozwala im reagować nie tylko z praktycznie wszystkimi metalami szeregu aktywności, ale nawet z wieloma stałymi niemetalami, w szczególności z fosforem, siarką i węglem. Poniższa tabela wyraźnie pokazuje produkty oddziaływania kwasów siarkowego i azotowego z metalami i niemetalami w zależności od stężenia:
7. Właściwości redukujące kwasów beztlenowych
Wszystkie kwasy beztlenowe (z wyjątkiem HF) mogą wykazywać właściwości redukujące ze względu na pierwiastek chemiczny zawarty w anionie pod wpływem różnych środków utleniających. Na przykład wszystkie kwasy halogenowodorowe (z wyjątkiem HF) są utleniane przez dwutlenek manganu, nadmanganian potasu i dichromian potasu. W tym przypadku jony halogenkowe utleniają się do wolnych halogenów:
4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2O
18HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2
14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Spośród wszystkich kwasów halogenowodorowych największą aktywność redukującą ma kwas jodowodorowy. W przeciwieństwie do innych kwasów halogenowodorowych, nawet tlenek żelaza i sole mogą go utleniać.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
Kwas siarkowodorowy H2S ma również wysoką aktywność redukującą. Nawet środek utleniający, taki jak dwutlenek siarki, może go utlenić.