L'acido è un costituente. Acidi: classificazione e proprietà chimiche
Nomi di alcuni acidi e sali inorganici
| Formule acide | Nomi di acidi | Nomi dei sali corrispondenti |
| HClO 4 | cloruro | perclorati |
| HClO3 | cloro | clorati |
| HClO2 | cloruro | cloriti |
| HClO | ipocloroso | ipocloriti |
| H5IO6 | iodio | periodati |
| HIO 3 | iodio | iodati |
| H2SO4 | solforico | solfati |
| H2SO3 | solforoso | solfiti |
| H2S2O3 | tiosolforico | tiosolfati |
| H2S4O6 | tetrationico | tetrationati |
| H NO 3 | nitrico | nitrati |
| H NO 2 | azotato | nitriti |
| H3PO4 | ortofosforico | ortofosfati |
| PO3 | metafosforico | metafosfati |
| H3PO3 | fosforo | fosfiti |
| H3PO2 | fosforo | ipofosfiti |
| H2CO3 | carbone | carbonati |
| H2SiO3 | silicio | silicati |
| HMnO 4 | manganese | permanganati |
| H2MnO4 | manganese | manganati |
| H2CrO4 | cromo | cromati |
| H2Cr2O7 | dicromo | dicromati |
| HF | fluoridrico (fluoridrico) | fluoruri |
| HCl | cloridrico (cloridrico) | cloruri |
| SBr | bromidrico | bromuri |
| CIAO | idroiodico | ioduri |
| H2S | idrogeno solforato | solfuri |
| HCN | idrocianico | cianuri |
| HOCN | cianico | cianati |
Permettetemi di ricordare brevemente esempi concreti come nominare correttamente i sali.
Esempio 1. Il sale K 2 SO 4 è formato dal resto dell'acido solforico (SO 4) e dal metallo K. I sali dell'acido solforico sono chiamati solfati. K 2 SO 4 - solfato di potassio.
Esempio 2. FeCl 3 - il sale contiene ferro e un residuo di acido cloridrico(Cl). Nome del sale: cloruro di ferro (III). Si prega di notare: a questo caso non dobbiamo solo nominare il metallo, ma anche indicarne la valenza (III). Nell'esempio precedente ciò non era necessario, poiché la valenza del sodio è costante.
Importante: nel nome del sale va indicata la valenza del metallo solo se questo metallo ha valenza variabile!
Esempio 3. Ba (ClO) 2 - la composizione del sale include il bario e il resto dell'acido ipocloroso (ClO). Nome del sale: ipoclorito di bario. La valenza del metallo Ba in tutti i suoi composti è due, non è necessario indicarla.
Esempio 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Il gruppo NH 4 è chiamato ammonio, la valenza di questo gruppo è costante. Nome del sale: bicromato di ammonio (bicromato).
Negli esempi precedenti, abbiamo incontrato solo il cosiddetto. sali medi o normali. Acido, base, doppio e sali complessi, i sali degli acidi organici non saranno discussi qui.
Non sottovalutare il ruolo degli acidi nella nostra vita, perché molti di loro sono semplicemente insostituibili Vita di ogni giorno. Innanzitutto, ricordiamo cosa sono gli acidi. Questo sostanze complesse. La formula è scritta come segue: HnA, dove H è l'idrogeno, n è il numero di atomi, A è il residuo acido.
Le principali proprietà degli acidi includono la capacità di sostituire le molecole di atomi di idrogeno con atomi di metallo. La maggior parte di loro non è solo caustica, ma anche molto velenosa. Ma ci sono anche quelli che incontriamo costantemente, senza danni alla nostra salute: vitamina C, acido di limone, acido lattico. Considera le proprietà di base degli acidi.
Proprietà fisiche
Le proprietà fisiche degli acidi spesso forniscono un indizio sulla loro natura. Gli acidi possono esistere in tre forme: solido, liquido e gassoso. Ad esempio: azoto (HNO3) e acido solforico(H2SO4) sono liquidi incolori; borico (H3BO3) e metafosforico (HPO3) sono acidi solidi. Alcuni di loro hanno colore e odore. Diversi acidi si dissolvono in modo diverso in acqua. Ce ne sono anche di insolubili: H2SiO3 - silicio. Le sostanze liquide hanno un sapore aspro. Il nome di alcuni acidi è stato dato dai frutti in cui si trovano: acido malico, acido citrico. Altri hanno preso il nome dagli elementi chimici in essi contenuti.
Classificazione degli acidi
Di solito gli acidi sono classificati secondo diversi criteri. Il primo è, secondo il contenuto di ossigeno in essi. Vale a dire: contenente ossigeno (HClO4 - cloro) e anossico (H2S - idrogeno solforato).
Per il numero di atomi di idrogeno (per basicità):
- Monobasico - contiene un atomo di idrogeno (HMnO4);
- Dibasico - ha due atomi di idrogeno (H2CO3);
- I tribasici, rispettivamente, hanno tre atomi di idrogeno (H3BO);
- Polibasico - hanno quattro o più atomi, sono rari (H4P2O7).
Per classe composti chimici, suddiviso in acidi organici e inorganici. I primi si trovano principalmente nei prodotti vegetali: acido acetico, lattico, nicotinico, ascorbico. Gli acidi inorganici includono: solforico, nitrico, borico, arsenico. La gamma della loro applicazione è piuttosto ampia dalle esigenze industriali (produzione di coloranti, elettroliti, ceramiche, fertilizzanti, ecc.) Alla cottura o alla pulizia delle fognature. Gli acidi possono anche essere classificati in base a forza, volatilità, stabilità e solubilità in acqua.
Proprietà chimiche
Considera il principale Proprietà chimiche acidi.
- Il primo è l'interazione con gli indicatori. Come indicatori vengono utilizzati tornasole, metilarancio, fenolftaleina e carta indicatrice universale. Nelle soluzioni acide, il colore dell'indicatore cambierà colore: tornasole e ind universale. la carta diventerà rossa, l'arancio metile - rosa, la fenolftaleina rimarrà incolore.
- Il secondo è l'interazione degli acidi con le basi. Questa reazione è anche chiamata neutralizzazione. L'acido reagisce con la base, dando luogo a sale + acqua. Ad esempio: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2H2O.
- Poiché quasi tutti gli acidi sono altamente solubili in acqua, la neutralizzazione può essere effettuata sia con basi solubili che con basi insolubili. L'eccezione è l'acido silicico, che è quasi insolubile in acqua. Per neutralizzarlo sono necessarie basi come KOH o NaOH (sono solubili in acqua).
- Il terzo è l'interazione degli acidi con gli ossidi basici. È qui che avviene la reazione di neutralizzazione. Gli ossidi di base sono "parenti" stretti delle basi, quindi la reazione è la stessa. Usiamo molto spesso queste proprietà ossidanti degli acidi. Ad esempio, per rimuovere la ruggine dai tubi. L'acido reagisce con l'ossido per diventare un sale solubile.
- Il quarto è la reazione con i metalli. Non tutti i metalli reagiscono ugualmente bene con gli acidi. Si dividono in attivi (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) e inattivi (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Vale anche la pena prestare attenzione alla forza dell'acido (forte, debole). Ad esempio, gli acidi cloridrico e solforico sono in grado di reagire con tutti i metalli inattivi, mentre gli acidi citrico e ossalico sono così deboli da reagire molto lentamente anche con i metalli attivi.
- Il quinto è la reazione degli acidi contenenti ossigeno al riscaldamento. Quasi tutti gli acidi di questo gruppo, se riscaldati, si decompongono in ossido di ossigeno e acqua. Le eccezioni sono gli acidi carbonico (H3PO4) e solforoso (H2SO4). Quando riscaldati, si decompongono in acqua e gas. Questo deve essere ricordato. Queste sono tutte le proprietà di base degli acidi.
Gli acidi possono essere classificati secondo diversi criteri:
1) La presenza di atomi di ossigeno nell'acido
2) Basicità acida
La basicità di un acido è il numero di atomi di idrogeno "mobili" nella sua molecola, in grado di separarsi dalla molecola acida sotto forma di cationi idrogeno H + durante la dissociazione, e di essere anche sostituiti da atomi di metallo:
4) Solubilità
5) Sostenibilità
7) Proprietà ossidanti
Proprietà chimiche degli acidi
1. Capacità di dissociarsi
Gli acidi si dissociano in soluzioni acquose in cationi idrogeno e residui acidi. Come già accennato, gli acidi sono divisi in ben dissocianti (forti) e poco dissocianti (deboli). Quando si scrive l'equazione di dissociazione per gli acidi monobasici forti, viene utilizzata una freccia rivolta verso destra () o un segno di uguale (=), che mostra effettivamente l'irreversibilità di tale dissociazione. Ad esempio, l'equazione di dissociazione per l'acido cloridrico forte può essere scritta in due modi:
o in questa forma: HCl \u003d H + + Cl -
o in questo: HCl → H + + Cl -
In effetti, la direzione della freccia ci dice che il processo inverso di combinazione di cationi idrogeno con residui acidi (associazione) in acidi forti praticamente non si verifica.
Nel caso in cui vogliamo scrivere l'equazione per la dissociazione di un acido monobasico debole, dobbiamo usare due frecce invece del segno nell'equazione. Questo segno riflette la reversibilità della dissociazione degli acidi deboli - nel loro caso, il processo inverso di combinazione di cationi idrogeno con residui acidi è fortemente pronunciato:
CH 3 COOH CH 3 COO - + H +
Gli acidi polibasici si dissociano gradualmente, cioè i cationi idrogeno non vengono staccati dalle loro molecole contemporaneamente, ma a loro volta. Per questo motivo la dissociazione di tali acidi è espressa non da una, ma da più equazioni, il cui numero è uguale alla basicità dell'acido. Ad esempio, la dissociazione dell'acido fosforico tribasico procede in tre fasi con il successivo distacco dei cationi H+:
H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —
H 2 PO 4 - H + + PO 4 2-
HPO 4 2- H + + PO 4 3-
Va notato che ogni fase successiva della dissociazione procede in misura minore rispetto alla precedente. Cioè, le molecole H 3 PO 4 si dissociano meglio (in misura maggiore) degli ioni H 2 PO 4 —, che, a loro volta, si dissociano meglio degli ioni HPO 4 2-. Questo fenomeno è associato ad un aumento della carica dei residui acidi, a seguito del quale aumenta la forza del legame tra loro e gli ioni H + positivi.
Degli acidi polibasici, l'acido solforico è un'eccezione. Poiché questo acido si dissocia bene in entrambi i passaggi, è consentito scrivere l'equazione della sua dissociazione in uno stadio:
H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2-
2. Interazione degli acidi con i metalli
Il settimo punto nella classificazione degli acidi, abbiamo indicato le loro proprietà ossidanti. È stato sottolineato che gli acidi sono agenti ossidanti deboli e forti ossidanti. La stragrande maggioranza degli acidi (praticamente tutti tranne H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3) sono agenti ossidanti deboli, poiché possono mostrare la loro capacità ossidante solo a causa dei cationi idrogeno. Tali acidi possono ossidare dai metalli solo quelli che si trovano nella serie di attività a sinistra dell'idrogeno, mentre il sale del metallo corrispondente e l'idrogeno si formano come prodotti. Per esempio:
H 2 SO 4 (diff.) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + Fe FeCl 2 + H 2
Per quanto riguarda gli acidi fortemente ossidanti, ad es. H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3, quindi la lista dei metalli su cui agiscono è molto più ampia, e comprende sia tutti i metalli fino all'idrogeno nella serie di attività, sia quasi tutto dopo. Cioè, l'acido solforico concentrato e l'acido nitrico di qualsiasi concentrazione, ad esempio, ossideranno anche metalli inattivi come rame, mercurio e argento. Più in dettaglio, l'interazione dell'acido nitrico e dell'acido solforico concentrato con i metalli, così come alcune altre sostanze a causa della loro specificità, saranno considerate separatamente alla fine di questo capitolo.
3. Interazione degli acidi con ossidi basici e anfoteri
Gli acidi reagiscono con gli ossidi basici e anfoteri. L'acido silicico, essendo insolubile, non reagisce con gli ossidi basici poco attivi e gli ossidi anfoteri:
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. Interazione di acidi con basi e idrossidi anfoteri
HCl + NaOH H2O + NaCl
3H 2 SO 4 + 2Al (OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. Interazione degli acidi con i sali
Questa reazione procede se si forma un precipitato, un gas o un acido sostanzialmente più debole di quello che reagisce. Per esempio:
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. Proprietà ossidanti specifiche degli acidi nitrico e solforico concentrato
Come accennato in precedenza, l'acido nitrico in qualsiasi concentrazione, così come l'acido solforico esclusivamente allo stato concentrato, sono agenti ossidanti molto forti. In particolare, a differenza di altri acidi, ossidano non solo i metalli che sono fino all'idrogeno nella serie di attività, ma anche quasi tutti i metalli successivi (eccetto platino e oro).
Ad esempio, sono in grado di ossidare rame, argento e mercurio. Tuttavia, dovrebbe essere fermamente compreso il fatto che un certo numero di metalli (Fe, Cr, Al), nonostante siano piuttosto attivi (sono fino all'idrogeno), tuttavia, non reagiscono con HNO 3 concentrato e H concentrato 2 SO 4 senza riscaldamento a causa del fenomeno di passivazione - sulla superficie di tali metalli si forma un film protettivo di prodotti di ossidazione solida, che non consente alle molecole di acido solforico concentrato e acido nitrico concentrato di penetrare in profondità nel metallo per la reazione a procedere. Tuttavia, con un forte riscaldamento, la reazione procede ancora.
Nel caso di interazione con metalli, i prodotti richiesti sono sempre il sale del metallo corrispondente e l'acido utilizzato, oltre all'acqua. Viene sempre isolato anche un terzo prodotto, la cui formula dipende da molti fattori, in particolare, come l'attività dei metalli, nonché la concentrazione degli acidi e la temperatura delle reazioni.
L'elevato potere ossidante degli acidi solforico concentrato e nitrico concentrato consente loro di reagire non solo con praticamente tutti i metalli della gamma di attività, ma anche con molti non metalli solidi, in particolare con fosforo, zolfo e carbonio. La tabella seguente mostra chiaramente i prodotti dell'interazione degli acidi solforico e nitrico con metalli e non metalli, a seconda della concentrazione:
7. Proprietà riducenti degli acidi anossici
Tutti gli acidi anossici (eccetto HF) possono presentare proprietà riducenti dovute all'elemento chimico che fa parte dell'anione, sotto l'azione di vari agenti ossidanti. Quindi, ad esempio, tutti gli acidi idroalilici (eccetto HF) sono ossidati da biossido di manganese, permanganato di potassio, bicromato di potassio. In questo caso, gli ioni alogenuro vengono ossidati ad alogeni liberi:
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
Tra tutti gli acidi idroalici, l'acido idroiodico ha la maggiore attività riducente. A differenza di altri acidi idroalici, anche l'ossido ferrico e i sali possono ossidarlo.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
Anche l'acido idrosolfuro H 2 S ha un'elevata attività riducente, anche un agente ossidante come l'anidride solforosa può ossidarlo.
Vengono chiamate sostanze che si dissociano in soluzioni per formare ioni idrogeno.
Gli acidi sono classificati in base alla loro forza, basicità e presenza o assenza di ossigeno nella composizione dell'acido.
Per forzagli acidi si dividono in forti e deboli. Gli acidi forti più importanti sono quelli nitrici HNO 3 , H 2 SO 4 solforico e HCl cloridrico .
Dalla presenza di ossigeno distinguere gli acidi contenenti ossigeno ( HNO3, H3PO4 ecc.) e acidi anossici ( HCl, H 2 S , HCN, ecc.).
Per basicità, cioè. in base al numero di atomi di idrogeno in una molecola acida che possono essere sostituiti da atomi di metallo per formare un sale, gli acidi sono divisi in monobasici (ad esempio, HNO 3, HCl), bibasico (H 2 S, H 2 SO 4), tribasico (H 3 PO 4 ), ecc.
I nomi degli acidi privi di ossigeno derivano dal nome del non metallo con l'aggiunta della desinenza -idrogeno: HCl - acido cloridrico, H2S e - acido idroselenico, HCN - acido cianidrico.
Anche i nomi degli acidi contenenti ossigeno sono formati dal nome russo dell'elemento corrispondente con l'aggiunta della parola "acido". Allo stesso tempo, il nome dell'acido in cui l'elemento si trova nel più alto stato di ossidazione termina in "naya" o "ova", ad esempio, H2SO4 - acido solforico, HClO 4 - acido perclorico, H3ASO4 - acido arsenico. Con una diminuzione del grado di ossidazione dell'elemento acidogeno, le terminazioni cambiano nella seguente sequenza: "ovale" ( HClO3 - acido clorico), "puro" ( HClO2 - acido cloroso), "traballante" ( HO Cl - acido ipocloroso). Se l'elemento forma acidi, trovandosi solo in due stati di ossidazione, allora il nome dell'acido corrispondente allo stato di ossidazione più basso dell'elemento riceve la desinenza "puro" ( HNO3 - Acido nitrico, HNO 2 - acido nitroso).
Tabella - Gli acidi più importanti ei loro sali
|
Acido |
Nomi dei corrispondenti sali normali |
|
|
Nome |
Formula |
|
|
Azoto |
HNO3 |
Nitrati |
|
azotato |
HNO 2 |
Nitriti |
|
Borico (ortoborico) |
H3BO3 |
Borati (ortoborati) |
|
Idrobromico |
Bromuri |
|
|
Idroiodio |
ioduri |
|
|
Silicio |
H2SiO3 |
silicati |
|
manganese |
HMnO 4 |
Permanganati |
|
Metafosforico |
PO 3 |
Metafosfati |
|
Arsenico |
H3ASO4 |
Arsenati |
|
Arsenico |
H3ASO3 |
Arseniti |
|
ortofosforico |
H3PO4 |
Ortofosfati (fosfati) |
|
Difosforico (pirofosforico) |
H4P2O7 |
Difosfati (pirofosfati) |
|
dicromo |
H2Cr2O7 |
Dicromati |
|
solforico |
H2SO4 |
solfati |
|
solforoso |
H2SO3 |
Solfiti |
|
Carbone |
H2CO3 |
Carbonati |
|
Fosforo |
H3PO3 |
Fosfiti |
|
Fluoridrico (fluoridrico) |
Fluoruri |
|
|
Cloridrico (cloridrico) |
cloruri |
|
|
Clorico |
HClO 4 |
Perclorati |
|
Cloro |
HClO3 |
Clorati |
|
ipocloroso |
HClO |
Ipocloriti |
|
Cromo |
H2CrO4 |
Cromati |
|
Acido cianidrico (cianidrico) |
cianuri |
|
Ottenere acidi
1. Gli acidi anossici possono essere ottenuti mediante combinazione diretta di non metalli con idrogeno:
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H2+SH2S.
2. Gli acidi contenenti ossigeno possono spesso essere ottenuti combinando direttamente gli ossidi acidi con l'acqua:
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4,
CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3,
P 2 O 5 + H 2 O \u003d 2 HPO 3.
3. Sia gli acidi privi di ossigeno che quelli contenenti ossigeno possono essere ottenuti mediante reazioni di scambio tra sali e altri acidi:
BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS,
CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.
4. In alcuni casi, le reazioni redox possono essere utilizzate per ottenere acidi:
H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4,
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.
Proprietà chimiche degli acidi
1. La proprietà chimica più caratteristica degli acidi è la loro capacità di reagire con le basi (così come con gli ossidi basici e anfoteri) per formare sali, ad esempio:
H 2 SO 4 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
2HNO 3 + FeO \u003d Fe (NO 3) 2 + H 2 O,
2 HCl + ZnO \u003d ZnCl 2 + H 2 O.
2. La capacità di interagire con alcuni metalli nella serie di tensioni fino all'idrogeno, con rilascio di idrogeno:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2,
2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2.
3. Con i sali, se si forma un sale poco solubile o una sostanza volatile:
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.
Si noti che gli acidi polibasici si dissociano gradualmente e la facilità di dissociazione in ciascuno dei passaggi diminuisce, pertanto, per gli acidi polibasici, si formano spesso sali acidi invece di sali medi (nel caso di un eccesso dell'acido reattivo):
Na 2 S + H 3 PO 4 \u003d Na 2 HPO 4 + H 2 S,
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.
4. Un caso speciale di interazione acido-base è la reazione degli acidi con indicatori, che porta a un cambiamento di colore, che è stato a lungo utilizzato per il rilevamento qualitativo degli acidi nelle soluzioni. Quindi, il tornasole cambia colore in un ambiente acido in rosso.
5. Quando riscaldati, gli acidi contenenti ossigeno si decompongono in ossido e acqua (preferibilmente in presenza di un dispositivo per la rimozione dell'acqua P2O5):
H 2 SO 4 \u003d H 2 O + SO 3,
H 2 SiO 3 \u003d H 2 O + SiO 2.
MV Andryukhova, L.n. Borodin
