Kiselina je sastavni dio. Kiseline: podjela i kemijska svojstva
Imena nekih anorganskih kiselina i soli
| Kisele formule | Nazivi kiselina | Nazivi odgovarajućih soli |
| HClO 4 | klorid | perklorati |
| HClO 3 | klor | klorati |
| HClO 2 | klorid | kloriti |
| HClO | hipokloran | hipokloriti |
| H5IO6 | jod | periodati |
| HIO 3 | jod | jodati |
| H2SO4 | sumporna | sulfati |
| H2SO3 | sumporast | sulfiti |
| H2S2O3 | tiosumporna | tiosulfati |
| H2S4O6 | tetrationski | tetrationati |
| H NE 3 | nitratni | nitrati |
| H NE 2 | dušični | nitriti |
| H3PO4 | ortofosforna | ortofosfati |
| HPO3 | metafosforni | metafosfati |
| H3PO3 | fosforna | fosfiti |
| H3PO2 | fosforna | hipofosfiti |
| H2CO3 | ugljen | karbonati |
| H2SiO3 | silicij | silikati |
| HMnO 4 | mangan | permanganata |
| H2MnO4 | mangan | manganata |
| H2CrO4 | krom | kromati |
| H2Cr2O7 | dvobojni | dikromati |
| HF | fluorovodična (fluorovodična) | fluoridi |
| HCl | solna (solna) | kloridi |
| HBr | bromovodična | bromidi |
| BOK | hidrojodni | jodidi |
| H 2 S | sumporovodik | sulfidi |
| HCN | cijanovodična | cijanidi |
| HOCN | cijaničan | cijanati |
Da podsjetim ukratko konkretni primjeri kako pravilno imenovati soli.
Primjer 1. Sol K 2 SO 4 nastaje od ostatka sumporne kiseline (SO 4) i metala K. Soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati. K 2 SO 4 - kalijev sulfat.
Primjer 2. FeCl 3 - sol sadrži željezo i ostatak klorovodične kiseline(Cl). Naziv soli: željezov(III) klorid. Imajte na umu: u ovaj slučaj moramo ne samo imenovati metal, već i naznačiti njegovu valenciju (III). U prethodnom primjeru to nije bilo potrebno jer je valencija natrija konstantna.
Važno: u nazivu soli treba navesti valenciju metala samo ako ovaj metal ima promjenjivu valenciju!
Primjer 3. Ba (ClO) 2 - sastav soli uključuje barij i ostatak hipoklorične kiseline (ClO). Naziv soli: barijev hipoklorit. Valencija metala Ba u svim njegovim spojevima je dvostruka, nije je potrebno navoditi.
Primjer 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Skupina NH 4 naziva se amonij, valencija ove skupine je konstantna. Naziv soli: amonijev dikromat (bikromat).
U navedenim primjerima susreli smo samo tzv. srednje ili normalne soli. Kiselo, osnovno, dvostruko i kompleksne soli, ovdje se neće raspravljati o solima organskih kiselina.
Ne podcjenjujte ulogu kiselina u našim životima, jer mnoge od njih su jednostavno nezamjenjive u Svakidašnjica. Prvo, sjetimo se što su kiseline. Ovaj složene tvari. Formula je napisana na sljedeći način: HnA, gdje je H vodik, n je broj atoma, A je kiselinski ostatak.
Glavna svojstva kiselina uključuju sposobnost zamjene molekula atoma vodika atomima metala. Većina njih nije samo kaustična, već i vrlo otrovna. Ali postoje i oni s kojima se stalno susrećemo, a da ne štete zdravlju: vitamin C, limunska kiselina, mliječna kiselina. Razmotrite osnovna svojstva kiselina.
Fizička svojstva
Fizička svojstva kiselina često daju ključ za njihov karakter. Kiseline mogu postojati u tri oblika: krutom, tekućem i plinovitom. Na primjer: dušik (HNO3) i sumporne kiseline(H2SO4) su bezbojne tekućine; borna (H3BO3) i metafosforna (HPO3) su čvrste kiseline. Neki od njih imaju boju i miris. Različite se kiseline različito otapaju u vodi. Postoje i netopljivi: H2SiO3 – silicij. Tekuće tvari imaju kiselkast okus. Neke kiseline su dobile ime po voću u kojem se nalaze: jabučna kiselina, limunska kiselina. Drugi su dobili ime po kemijskim elementima sadržanim u njima.
Klasifikacija kiselina
Obično se kiseline klasificiraju prema nekoliko kriterija. Prvi je, prema sadržaju kisika u njima. Naime: koji sadrže kisik (HClO4 - klor) i anoksični (H2S - sumporovodik).
Po broju atoma vodika (po bazičnosti):
- Monobazični - sadrži jedan atom vodika (HMnO4);
- Dvobazni - ima dva atoma vodika (H2CO3);
- Trobazični, redom, imaju tri atoma vodika (H3BO);
- Polibazni - imaju četiri ili više atoma, rijetki su (H4P2O7).
Po klasi kemijski spojevi dijele se na organske i anorganske kiseline. Prvi se uglavnom nalaze u biljnim proizvodima: octena, mliječna, nikotinska, askorbinska kiselina. Anorganske kiseline uključuju: sumpornu, dušičnu, bornu, arsensku. Raspon njihove primjene vrlo je širok od industrijskih potreba (proizvodnja boja, elektrolita, keramike, gnojiva itd.) do kuhanja ili čišćenja kanalizacije. Kiseline se također mogu klasificirati prema jačini, hlapljivosti, stabilnosti i topivosti u vodi.
Kemijska svojstva
Razmotrite glavno Kemijska svojstva kiseline.
- Prvi je interakcija s indikatorima. Kao indikatori koriste se lakmus, metiloranž, fenolftalein i univerzalni indikatorski papir. U kiselim otopinama, boja indikatora će promijeniti boju: lakmus i univerzalni ind. papir će postati crven, metiloranž - ružičast, fenolftalein će ostati bezbojan.
- Drugi je međudjelovanje kiselina s bazama. Ova reakcija se također naziva neutralizacija. Kiselina reagira s bazom, što rezultira sol + voda. Na primjer: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
- Budući da su gotovo sve kiseline visoko topljive u vodi, neutralizacija se može provesti i s topivim i s netopivim bazama. Izuzetak je silicijeva kiselina, koja je gotovo netopljiva u vodi. Za njegovu neutralizaciju potrebne su baze poput KOH ili NaOH (topive su u vodi).
- Treći je međudjelovanje kiselina s bazičnim oksidima. Tu se odvija reakcija neutralizacije. Bazični oksidi su bliski "rođaci" baza, stoga je reakcija ista. Vrlo često koristimo ta oksidacijska svojstva kiselina. Na primjer, za uklanjanje hrđe s cijevi. Kiselina reagira s oksidom i postaje topljiva sol.
- Četvrta je reakcija s metalima. Ne reagiraju svi metali jednako dobro s kiselinama. Dijele se na aktivne (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) i neaktivne (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Također je vrijedno obratiti pozornost na snagu kiseline (jaka, slaba). Na primjer, klorovodična i sumporna kiselina mogu reagirati sa svim neaktivnim metalima, dok su limunska i oksalna kiselina toliko slabe da vrlo sporo reagiraju čak i s aktivnim metalima.
- Peti je reakcija kiselina koje sadrže kisik na zagrijavanje. Gotovo sve kiseline ove skupine zagrijavanjem se raspadaju na kisikov oksid i vodu. Izuzetak su ugljična (H3PO4) i sumporna kiselina (H2SO4). Zagrijavanjem se razlažu na vodu i plin. Ovo se mora zapamtiti. To su sva osnovna svojstva kiselina.
Kiseline se mogu klasificirati prema različitim kriterijima:
1) Prisutnost atoma kisika u kiselini
2) Baznost kiseline
Bazičnost kiseline je broj "pokretnih" atoma vodika u njegovoj molekuli, koji se mogu odvojiti od molekule kiseline u obliku vodikovih kationa H + tijekom disocijacije, a također se mogu zamijeniti atomima metala:
4) Topljivost
5) Održivost
7) Oksidirajuća svojstva
Kemijska svojstva kiselina
1. Sposobnost disocijacije
Kiseline disociraju u vodenim otopinama na katione vodika i kiselinske ostatke. Kao što je već spomenuto, kiseline se dijele na dobro disocirajuće (jake) i slabo disocirajuće (slabe). Pri pisanju jednadžbe disocijacije za jake monobazične kiseline koristi se ili jedna strelica koja pokazuje udesno () ili znak jednakosti (=), što zapravo pokazuje ireverzibilnost takve disocijacije. Na primjer, jednadžba disocijacije za jaku klorovodičnu kiselinu može se napisati na dva načina:
ili u ovom obliku: HCl \u003d H + + Cl -
ili ovako: HCl → H + + Cl -
Zapravo, smjer strelice nam govori da se obrnuti proces spajanja vodikovih kationa s kiselim ostacima (asocijacija) u jakim kiselinama praktički ne događa.
U slučaju da želimo napisati jednadžbu za disocijaciju slabe monobazične kiseline, umjesto znaka u jednadžbi moramo koristiti dvije strelice. Ovaj znak odražava reverzibilnost disocijacije slabih kiselina - u njihovom slučaju, obrnuti proces kombiniranja vodikovih kationa s kiselim ostacima je snažno izražen:
CH 3 COOH CH 3 COO - + H +
Polibazične kiseline disociraju u stupnjevima, tj. vodikovi kationi se ne odvajaju od svojih molekula istovremeno, već redom. Zbog toga se disocijacija takvih kiselina izražava ne jednom, nego više jednadžbi, čiji je broj jednak bazičnosti kiseline. Na primjer, disocijacija trobazične fosforne kiseline odvija se u tri koraka uz uzastopno odvajanje H + kationa:
H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —
H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-
HPO 4 2- H + + PO 4 3-
Treba napomenuti da se svaka sljedeća faza disocijacije odvija u manjoj mjeri od prethodne. To jest, molekule H 3 PO 4 disociraju bolje (u većoj mjeri) od H 2 PO 4 — iona, koji zauzvrat disociraju bolje od HPO 4 2- iona. Ova pojava povezana je s povećanjem naboja kiselih ostataka, zbog čega se povećava snaga veze između njih i pozitivnih H + iona.
Od višebazičnih kiselina iznimka je sumporna kiselina. Budući da ova kiselina dobro disocira u oba koraka, dopušteno je napisati jednadžbu njezine disocijacije u jednom stupnju:
H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-
2. Međudjelovanje kiselina s metalima
Sedma točka u klasifikaciji kiselina, naveli smo njihova oksidacijska svojstva. Istaknuto je da su kiseline slabi oksidansi i jaki oksidansi. Velika većina kiselina (praktički sve osim H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3) su slabi oksidanti, jer mogu pokazati svoju oksidacijsku sposobnost samo zahvaljujući kationima vodika. Takve kiseline mogu oksidirati iz metala samo one koji su u nizu aktivnosti lijevo od vodika, dok sol odgovarajućeg metala i vodik nastaju kao produkti. Na primjer:
H 2 SO 4 (razl.) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + Fe FeCl2 + H2
Što se tiče jakih oksidirajućih kiselina, tj. H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3, onda je lista metala na koje djeluju puno šira, a uključuje kako sve metale do vodika u nizu aktivnosti, tako i gotovo sve poslije. To jest, na primjer, koncentrirana sumporna kiselina i dušična kiselina bilo koje koncentracije oksidiraće čak i neaktivne metale kao što su bakar, živa i srebro. Interakcija dušične kiseline i koncentrirane sumporne kiseline s metalima, kao i nekim drugim tvarima zbog njihove specifičnosti, bit će detaljnije razmotrena posebno na kraju ovog poglavlja.
3. Međudjelovanje kiselina s bazičnim i amfoternim oksidima
Kiseline reagiraju s bazičnim i amfoternim oksidima. Silicijeva kiselina, budući da je netopljiva, ne reagira s nisko aktivnim bazičnim oksidima i amfoternim oksidima:
H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O
6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O
H 2 SiO 3 + FeO ≠
4. Međudjelovanje kiselina s bazama i amfoternim hidroksidima
HCl + NaOH H2O + NaCl
3H 2 SO 4 + 2Al (OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. Međudjelovanje kiselina sa solima
Ova reakcija se nastavlja ako se formira talog, plin ili znatno slabija kiselina od one koja reagira. Na primjer:
H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O
HCOONa + HCl HCOOH + NaCl
6. Specifična oksidacijska svojstva dušične i koncentrirane sumporne kiseline
Kao što je gore spomenuto, dušična kiselina u bilo kojoj koncentraciji, kao i sumporna kiselina isključivo u koncentriranom stanju, vrlo su jaka oksidacijska sredstva. Konkretno, za razliku od drugih kiselina, one oksidiraju ne samo metale koji su u nizu aktivnosti do vodika, već i gotovo sve metale nakon njega (osim platine i zlata).
Na primjer, sposobni su oksidirati bakar, srebro i živu. Međutim, treba čvrsto shvatiti činjenicu da određeni broj metala (Fe, Cr, Al), unatoč činjenici da su prilično aktivni (sve do vodika), ipak ne reagiraju s koncentriranim HNO 3 i koncentriranim H 2 SO 4 bez zagrijavanja zbog fenomena pasivizacije - na površini takvih metala stvara se zaštitni film od krutih proizvoda oksidacije, koji ne dopušta molekulama koncentrirane sumporne i koncentrirane dušične kiseline da prodru duboko u metal radi reakcije na nastaviti. Međutim, uz jako zagrijavanje, reakcija i dalje traje.
U slučaju interakcije s metalima, traženi proizvodi su uvijek sol odgovarajućeg metala i upotrijebljena kiselina, kao i voda. Uvijek se izdvaja i treći proizvod, čija formula ovisi o mnogim čimbenicima, posebice o aktivnosti metala, kao i koncentraciji kiselina i temperaturi reakcija.
Visoka oksidacijska moć koncentrirane sumporne i koncentrirane dušične kiseline omogućuje im da reagiraju ne samo s praktički svim metalima u rasponu aktivnosti, već čak i s mnogim čvrstim nemetalima, posebno s fosforom, sumporom i ugljikom. Donja tablica jasno prikazuje proizvode interakcije sumporne i dušične kiseline s metalima i nemetalima, ovisno o koncentraciji:
7. Reducirajuća svojstva anoksičnih kiselina
Sve anoksične kiseline (osim HF) mogu pokazivati redukcijska svojstva zbog kemijskog elementa koji je dio aniona, pod djelovanjem različitih oksidacijskih sredstava. Tako se, na primjer, sve halogenovodične kiseline (osim HF) oksidiraju mangan dioksidom, kalijevim permanganatom, kalijevim dikromatom. U ovom slučaju halogenidni ioni se oksidiraju u slobodne halogene:
4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2
14NI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Među svim halogenovodičnim kiselinama, jodovodična kiselina ima najveću reducirajuću aktivnost. Za razliku od drugih halogenovodičnih kiselina, čak je i željezov oksid i soli mogu oksidirati.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
Hidrosulfidna kiselina H 2 S također ima visoku redukcijsku aktivnost.Čak je i oksidacijsko sredstvo kao što je sumporov dioksid može oksidirati.
Tvari koje u otopinama disociraju i nastaju vodikovi ioni nazivaju se.
Kiseline se klasificiraju prema njihovoj jačini, bazičnosti i prisutnosti ili odsutnosti kisika u sastavu kiseline.
Po snazikiseline se dijele na jake i slabe. Najvažnije jake kiseline su dušične HNO 3 , sumporni H 2 SO 4 i klorovodična HCl.
Prisutnošću kisika razlikovati kiseline koje sadrže kisik ( HNO3, H3PO4 itd.) i anoksične kiseline ( HCl, H2S, HCN, itd.).
Po bazičnosti, tj. prema broju vodikovih atoma u molekuli kiseline koji se mogu zamijeniti metalnim atomima u sol, kiseline se dijele na jednobazične (npr. HNO 3, HCl), dvobazni (H 2 S, H 2 SO 4), trobazni (H 3 PO 4 ) itd.
Nazivi kiselina bez kisika izvedeni su iz naziva nemetala uz dodatak završetka -vodik: HCl - klorovodična kiselina, H 2 S e - hidroselenska kiselina, HCN - cijanovodična kiselina.
Imena kiselina koje sadrže kisik također se formiraju iz ruskog naziva odgovarajućeg elementa uz dodatak riječi "kiselina". Istodobno, ime kiseline u kojoj je element u najvišem oksidacijskom stanju završava na "naya" ili "ova", na primjer, H2SO4 - sumporne kiseline, HClO 4 - perklorna kiselina, H3AsO4 - arsenska kiselina. Sa smanjenjem stupnja oksidacije elementa koji stvara kiselinu, završeci se mijenjaju u sljedećem nizu: "ovalni" ( HClO 3 - klorna kiselina), "čista" ( HClO 2 - klorna kiselina), "klimavo" ( H O Cl -hipoklorna kiselina). Ako element tvori kiseline, budući da je u samo dva oksidacijska stanja, tada naziv kiseline koji odgovara najnižem oksidacijskom stupnju elementa dobiva završetak "čista" ( HNO3 - Dušična kiselina, HNO 2 - dušična kiselina).
Tablica - Najvažnije kiseline i njihove soli
|
Kiselina |
Nazivi odgovarajućih normalnih soli |
|
|
Ime |
Formula |
|
|
Dušik |
HNO3 |
Nitrati |
|
dušični |
HNO 2 |
Nitriti |
|
Borić (ortoborni) |
H3BO3 |
Borati (ortoborati) |
|
bromovodična |
Bromidi |
|
|
hidrojod |
jodidi |
|
|
Silicij |
H2SiO3 |
silikati |
|
mangan |
HMnO 4 |
Permanganati |
|
Metafosforni |
HPO 3 |
Metafosfati |
|
Arsen |
H3AsO4 |
Arsenati |
|
Arsen |
H3AsO3 |
Arseniti |
|
ortofosforna |
H3PO4 |
Ortofosfati (fosfati) |
|
Difosforna (pirofosforna) |
H4P2O7 |
Difosfati (pirofosfati) |
|
dvobojni |
H2Cr2O7 |
Dikromati |
|
sumporna |
H2SO4 |
sulfati |
|
sumporast |
H2SO3 |
Sulfiti |
|
Ugljen |
H2CO3 |
karbonati |
|
Fosforna |
H3PO3 |
Fosfiti |
|
fluorovodik (fluorovodik) |
Fluoridi |
|
|
klorovodična (solna) |
kloridi |
|
|
Klorna |
HClO 4 |
Perklorati |
|
Klor |
HClO 3 |
Klorati |
|
hipokloran |
HClO |
Hipokloriti |
|
Krom |
H2CrO4 |
kromati |
|
Cijanovodik (cijanovodonik) |
cijanidi |
|
Dobivanje kiselina
1. Anoksične kiseline mogu se dobiti izravnom kombinacijom nemetala s vodikom:
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S H 2 S.
2. Kiseline koje sadrže kisik često se mogu dobiti izravnim spajanjem kiselinskih oksida s vodom:
SO3 + H2O \u003d H2SO4,
CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3,
P 2 O 5 + H 2 O \u003d 2 HPO 3.
3. I kiseline bez kisika i kiseline koje sadrže kisik mogu se dobiti reakcijama izmjene između soli i drugih kiselina:
BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS,
CaCO3 + 2HBr \u003d CaBr2 + CO2 + H2O.
4. U nekim slučajevima, redoks reakcije se mogu koristiti za dobivanje kiselina:
H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4,
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.
Kemijska svojstva kiselina
1. Najkarakterističnije kemijsko svojstvo kiselina je njihova sposobnost da reagiraju s bazama (kao i s bazičnim i amfoternim oksidima) u obliku soli, na primjer:
H2SO4 + 2NaOH \u003d Na2SO4 + 2H2O,
2HNO 3 + FeO \u003d Fe (NO 3) 2 + H 2 O,
2 HCl + ZnO \u003d ZnCl 2 + H 2 O.
2. Sposobnost interakcije s nekim metalima u nizu napona do vodika, uz oslobađanje vodika:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2,
2Al + 6HCl \u003d 2AlCl3 + 3H 2.
3. Sa solima, ako se stvara slabo topljiva sol ili hlapljiva tvar:
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na 2 CO 3 \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2,
2KHCO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2+ 2H2O.
Imajte na umu da polibazične kiseline disociraju u koracima, a lakoća disocijacije u svakom od koraka se smanjuje, stoga se za polibazične kiseline često formiraju kisele soli umjesto srednjih soli (u slučaju viška kiseline koja reagira):
Na 2 S + H 3 PO 4 \u003d Na 2 HPO 4 + H 2 S,
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O.
4. Poseban slučaj kiselinsko-bazne interakcije je reakcija kiselina s indikatorima, koja dovodi do promjene boje, što se dugo koristi za kvalitativno određivanje kiselina u otopinama. Dakle, lakmus mijenja boju u kiseloj sredini u crvenu.
5. Kada se zagrijavaju, kiseline koje sadrže kisik razgrađuju se na oksid i vodu (po mogućnosti u prisutnosti sredstva za uklanjanje vode P2O5):
H 2 SO 4 \u003d H 2 O + SO 3,
H 2 SiO 3 \u003d H 2 O + SiO 2.
M.V. Andryukhova, L.N. Borodin
