Nazwy niektórych kwasów i soli nieorganicznych
| Formuły kwasowe | Nazwy kwasów | Nazwy odpowiednich soli |
| HClO4 | chlor | nadchlorany |
| HClO3 | podchlorawy | chlorany |
| HClO2 | chlorek | chloryny |
| HClO | podchlorawy | podchloryny |
| H5IO6 | jod | nadjodaty |
| HIO 3 | jod | jodany |
| H2SO4 | siarkowy | siarczany |
| H2SO3 | siarkowy | siarczyny |
| H2S2O3 | tiosiarka | tiosiarczany |
| H2S4O6 | tetrationowy | tetrationiany |
| HNO3 | azot | azotany |
| HNO2 | azotowy | azotyny |
| H3PO4 | ortofosforowy | ortofosforany |
| HPO 3 | metafosforowy | metafosforany |
| H3PO3 | fosfor | fosforyny |
| H3PO2 | fosfor | podfosforyny |
| H2CO3 | węgiel | węglany |
| H2SiO3 | krzem | krzemiany |
| HMnO4 | mangan | nadmanganiany |
| H2MnO4 | mangan | manganiany |
| H2CrO4 | chrom | chromiany |
| H2Cr2O7 | dichrom | dwuchromiany |
| HF | fluorowodór (fluorek) | fluorki |
| HCl | solny (chlorowodorowy) | chlorki |
| HBr | bromowodorowy | bromki |
| CZEŚĆ | jodowodór | jodki |
| H2S | siarkowodór | siarczki |
| HCN | cyjanowodór | cyjanki |
| HOCN | cyjan | cyjaniany |
Przypomnę krótko, na konkretnych przykładach, jak należy poprawnie nazywać sole.
Przykład 1. Sól K 2 SO 4 tworzy reszta kwasu siarkowego (SO 4) i metal K. Sole kwasu siarkowego nazywane są siarczanami. K 2 SO 4 - siarczan potasu.
Przykład 2. FeCl 3 - sól zawiera żelazo i resztę kwasu solnego (Cl). Nazwa soli: chlorek żelaza (III). Uwaga: w tym przypadku musimy nie tylko nazwać metal, ale także wskazać jego wartościowość (III). W poprzednim przykładzie nie było to konieczne, ponieważ wartościowość sodu jest stała.
Ważne: nazwa soli powinna wskazywać wartościowość metalu tylko wtedy, gdy metal ma zmienną wartościowość!
Przykład 3. Ba(ClO) 2 - sól zawiera bar i resztę kwasu podchlorawego (ClO). Nazwa soli: podchloryn baru. Wartościowość metalu Ba we wszystkich jego związkach wynosi dwa; nie trzeba tego podawać.
Przykład 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Grupa NH4 nazywa się amonem, wartościowość tej grupy jest stała. Nazwa soli: dichromian amonu (dichromian).
W powyższych przykładach zetknęliśmy się jedynie z tzw. sole średnie lub normalne. Sole kwaśne, zasadowe, podwójne i złożone, sole kwasów organicznych nie będą tutaj omawiane.
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 dla 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 sól odpowiedniego metalu i wodór tworzą się jako produkty. 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.
7. Kwasy. Sól. Zależności między klasami substancji nieorganicznych
7.1. Kwasy
Kwasy to elektrolity, po dysocjacji których powstają jedynie kationy wodoru H + jako jony naładowane dodatnio (a dokładniej jony hydroniowe H 3 O +).
Inna definicja: kwasy to substancje złożone składające się z atomu wodoru i reszt kwasowych (tabela 7.1).
Tabela 7.1
Wzory i nazwy niektórych kwasów, reszt kwasów i soli
| Formuła kwasowa | Nazwa kwasu | Pozostałość kwasowa (anion) | Nazwa soli (średnia) |
|---|---|---|---|
| HF | Fluorowodny (fluorowy) | F- | Fluorki |
| HCl | Solny (chlorowodorowy) | Cl- | Chlorki |
| HBr | Bromowodorowy | Br- | Bromki |
| CZEŚĆ | Jodowodorek | ja - | Jodki |
| H2S | Siarkowodór | S 2- | Siarczki |
| H2SO3 | Siarkawy | SO 3 2 − | Siarczyny |
| H2SO4 | Siarkowy | SO 4 2 − | Siarczany |
| HNO2 | Azotowy | NO2− | Azotyny |
| HNO3 | Azot | NIE 3- | Azotany |
| H2SiO3 | Krzem | SiO3 2- | Krzemiany |
| HPO 3 | Metafosforowy | PO 3- | Metafosforany |
| H3PO4 | Ortofosforowy | PO 4 3 − | Ortofosforany (fosforany) |
| H4P2O7 | Pirofosforowy (bifosforowy) | P 2 O 7 4 - | Pirofosforany (difosforany) |
| HMnO4 | Mangan | MnO4- | Nadmanganiany |
| H2CrO4 | Chrom | CrO42- | Chromiany |
| H2Cr2O7 | Dichrom | Cr2O72- | Dichromiany (bichromiany) |
| H2SeO4 | Selen | SeO4 2- | Seleniany |
| H3BO3 | Bornaja | BO 3 3 − | Ortoborany |
| HClO | Podchlorany | ClO – | Podchloryny |
| HClO2 | Chlorek | ClO2− | Chloryny |
| HClO3 | Chlorawy | ClO3- | Chlorany |
| HClO4 | Chlor | ClO4- | Nadchlorany |
| H2CO3 | Węgiel | CO 3 3 - | Węglany |
| CH3COOH | Ocet | CH3COO- | Octany |
| HCOOH | Mrówka | HCOO- | mrówczany |
W normalnych warunkach kwasy mogą być ciałami stałymi (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) i cieczami (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Kwasy te mogą występować zarówno pojedynczo (w postaci 100%), jak i w postaci rozcieńczonych i stężonych roztworów. Na przykład H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH są znane zarówno pojedynczo, jak i w roztworach.
Wiele kwasów jest znanych tylko w roztworach. Są to wszystkie halogenowodory (HCl, HBr, HI), siarkowodór H2S, cyjanowodór (cyjanowodorowy HCN), węglowy H2CO3, siarkowy kwas H2SO3, które są roztworami gazów w wodzie. Na przykład kwas solny to mieszanina HCl i H 2 O, kwas węglowy to mieszanina CO 2 i H 2 O. Oczywiste jest, że użycie wyrażenia „roztwór kwasu solnego” jest nieprawidłowe.
Większość kwasów jest rozpuszczalna w wodzie; kwas krzemowy H2SiO3 jest nierozpuszczalny. Zdecydowana większość kwasów ma strukturę molekularną. Przykładowe wzory strukturalne kwasów:
W większości cząsteczek kwasów zawierających tlen wszystkie atomy wodoru są związane z tlenem. Ale są wyjątki:
Kwasy są klasyfikowane według szeregu cech (tabela 7.2).
Tabela 7.2
Klasyfikacja kwasów
| Znak klasyfikacji | Typ kwasowy | Przykłady |
|---|---|---|
| Liczba jonów wodoru powstałych po całkowitej dysocjacji cząsteczki kwasu | Monobazowa | HCl, HNO3, CH3COOH |
| Dwuzasadowy | H2SO4, H2S, H2CO3 | |
| Trójzasadowy | H3PO4, H3AsO4 | |
| Obecność lub brak atomu tlenu w cząsteczce | Zawierający tlen (wodorotlenki kwasowe, oksokwasy) | HNO2, H2SiO3, H2SO4 |
| Beztlenowy | HF, H2S, HCN | |
| Stopień dysocjacji (siła) | Silne (całkowicie dysocjują, mocne elektrolity) | HCl, HBr, HI, H2SO4 (rozcieńczony), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7 |
| Słabe (częściowo zdysocjowane, słabe elektrolity) | 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, H 2 SO 4 (stęż.) | |
| Właściwości utleniające | Utleniacze ze względu na jony H + (kwasy warunkowo nieutleniające) | HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (dil), H 3 PO 4, CH 3 COOH |
| Utleniacze ze względu na anion (kwasy utleniające) | HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (stęż.), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Środki redukujące ze względu na anion | HCl, HBr, HI, H2S (ale nie HF) | |
| Stabilność termiczna | Istnieją tylko w rozwiązaniach | H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2 |
| Łatwo rozkłada się pod wpływem ogrzewania | H2SO3, HNO3, H2SiO3 | |
| Stabilny termicznie | H 2 SO 4 (stężony), H 3 PO 4 |
Wszystkie ogólne właściwości chemiczne kwasów wynikają z obecności w ich wodnych roztworach nadmiaru kationów wodorowych H + (H 3 O +).
1. Wodne roztwory kwasów pod wpływem nadmiaru jonów H+ zmieniają barwę fioletu lakmusowego i oranżu metylowego na czerwoną (fenoloftaleina nie zmienia koloru i pozostaje bezbarwna). W wodnym roztworze słabego kwasu węglowego lakmus nie jest czerwony, ale różowy; roztwór nad osadem bardzo słabego kwasu krzemowego w ogóle nie zmienia koloru wskaźników.
2. Kwasy oddziałują z zasadowymi tlenkami, zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi, hydratem amoniaku (patrz rozdział 6).
Przykład 7.1. Do przeprowadzenia transformacji BaO → BaSO 4 można zastosować: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2SO4; d) SO 3.
Rozwiązanie. Transformację można przeprowadzić stosując H 2 SO 4:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO3 = BaSO4
Na2SO4 nie reaguje z BaO, a w reakcji BaO z SO2 powstaje siarczyn baru:
BaO + SO2 = BaSO3
Odpowiedź: 3).
3. Kwasy reagują z amoniakiem i jego roztworami wodnymi, tworząc sole amonowe:
HCl + NH3 = NH4Cl - chlorek amonu;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - siarczan amonu.
4. Kwasy nieutleniające reagują z metalami znajdującymi się w szeregu aktywności aż do wodoru, tworząc sól i uwalniając wodór:
H 2 SO 4 (rozcieńczony) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn = ZnCl2 = H2
Oddziaływanie kwasów utleniających (HNO 3, H 2 SO 4 (stęż.)) z metalami jest bardzo specyficzne i jest brane pod uwagę przy badaniu chemii pierwiastków i ich związków.
5. Kwasy oddziałują z solami. Reakcja ma wiele cech:
a) w większości przypadków, gdy silniejszy kwas reaguje z solą słabszego kwasu, powstają sole słabego kwasu i słabego kwasu lub, jak to się mówi, silniejszy kwas wypiera słabszy. Szereg malejącej mocy kwasów wygląda następująco:
Przykłady zachodzących reakcji:
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2
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
Nie oddziałują ze sobą np. KCl i H 2 SO 4 (rozcieńczony), NaNO 3 i H 2 SO 4 (rozcieńczony), K 2 SO 4 i HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 i H2CO3, CH3COOK i H2CO3;
b) w niektórych przypadkach słabszy kwas wypiera z soli silniejszy:
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4
3AgNO 3 (dil) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.
Takie reakcje są możliwe, gdy osady powstałych soli nie rozpuszczają się w powstałych rozcieńczonych mocnych kwasach (H2SO4 i HNO3);
c) w przypadku tworzenia się osadów nierozpuszczalnych w mocnych kwasach może nastąpić reakcja pomiędzy mocnym kwasem a solą utworzoną przez inny mocny kwas:
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
Przykład 7.2. Wskaż wiersz zawierający wzory substancji reagujących z H 2 SO 4 (rozcieńczonym).
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) Na2SO3, Mg, Zn(OH) 2.
Rozwiązanie. Wszystkie substancje z wiersza 4 oddziałują z H 2 SO 4 (dil):
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O
W rzędzie 1) reakcja z KCl (p-p) nie jest możliwa, w rzędzie 2) - z Ag, w rzędzie 3) - z NaNO 3 (p-p).
Odpowiedź: 4).
6. Stężony kwas siarkowy zachowuje się bardzo specyficznie w reakcjach z solami. Jest to kwas nielotny i stabilny termicznie, dlatego wypiera wszystkie mocne kwasy ze stałych (!) soli, gdyż są one bardziej lotne niż H2SO4 (stężony):
KCl (tv) + H2SO4 (stęż.) KHSO4 + HCl
2KCl (s) + H 2 SO 4 (stęż.) K 2 SO 4 + 2HCl
Sole utworzone przez mocne kwasy (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagują tylko ze stężonym kwasem siarkowym i tylko w stanie stałym
Przykład 7.3. Stężony kwas siarkowy, w przeciwieństwie do rozcieńczonego, reaguje:
3) KNO 3 (telewizja);
Rozwiązanie. Obydwa kwasy reagują z KF, Na 2 CO 3 i Na 3 PO 4, a tylko H 2 SO 4 (stężony) reaguje z KNO 3 (stałym).
Odpowiedź: 3).
Metody wytwarzania kwasów są bardzo zróżnicowane.
Kwasy beztlenowe odbierać:
- poprzez rozpuszczenie odpowiednich gazów w wodzie:
HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)
H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (roztwór)
- z soli przez podstawienie silniejszymi lub mniej lotnymi kwasami:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
KCl (tv) + H2SO4 (stęż.) = KHSO4 + HCl
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3
Kwasy zawierające tlen odbierać:
- poprzez rozpuszczenie odpowiednich tlenków kwasowych w wodzie, przy czym stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego w tlenku i kwasie pozostaje taki sam (z wyjątkiem 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
- utlenianie niemetali kwasami utleniającymi:
S + 6HNO 3 (stęż.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
- poprzez wyparcie mocnego kwasu z soli innego mocnego kwasu (jeżeli wytrąci się osad nierozpuszczalny w powstałych kwasach):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (rozcieńczony) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
- poprzez zastąpienie lotnego kwasu z jego soli mniej lotnym kwasem.
W tym celu najczęściej stosuje się nielotny, termicznie stabilny stężony kwas siarkowy:
NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (stęż.) NaHSO 4 + HNO 3
KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (stęż.) KHSO 4 + HClO 4
- wyparcie słabszego kwasu z jego soli przez mocniejszy kwas:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4
NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2
K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓
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”. W tym przypadku nazwa kwasu, w którym pierwiastek jest na najwyższym stopniu utlenienia, kończy się na „naya” lub „ova”, np. 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