Rūgštis yra sudedamoji dalis. Rūgštys: klasifikacija ir cheminės savybės

Kai kurių neorganinių rūgščių ir druskų pavadinimai

Rūgščių formulės	Rūgščių pavadinimai	Atitinkamų druskų pavadinimai
HClO 4	chloridas	perchloratai
HClO 3	chloro	chloratai
HClO 2	chloridas	chloritai
HClO	hipochlorinis	hipochloritai
H5IO6	jodo	periodatai
HIO 3	jodo	jodatai
H2SO4	sieros	sulfatai
H2SO3	sieros	sulfitai
H2S2O3	tiosulfato	tiosulfatai
H2S4O6	tetrationinis	tetrationatai
H NO 3	azoto	nitratų
H NO 2	azotinis	nitritai
H3PO4	ortofosforinis	ortofosfatai
HPO3	metafosforinis	metafosfatai
H3PO3	fosforo	fosfitai
H3PO2	fosforo	hipofosfitai
H2CO3	anglis	karbonatai
H2SiO3	silicio	silikatai
HMnO 4	mangano	permanganatai
H2MnO4	mangano	manganatai
H2CrO4	chromo	chromatai
H2Cr2O7	dichromas	dichromatai
HF	vandenilio fluoridas (hidrofluoridas)	fluoridai
HCl	druskos (hidrochloridas)	chloridai
HBr	hidrobrominis	bromidai
Sveiki	hidrojodinis	jodidai
H2S	Vandenilio sulfidas	sulfidai
HCN	cianido	cianidai
HOCN	cianiškas	cianatai

Leiskite trumpai priminti konkrečių pavyzdžių kaip tinkamai pavadinti druskas.

1 pavyzdys. Druska K 2 SO 4 susidaro dėl likusios sieros rūgšties (SO 4) ir metalo K. Sieros rūgšties druskos vadinamos sulfatais. K 2 SO 4 – kalio sulfatas.

2 pavyzdys. FeCl 3 – druskoje yra geležies ir likučių druskos rūgšties(Cl). Druskos pavadinimas: geležies(III) chloridas. Atkreipkite dėmesį: in Ši byla turime ne tik pavadinti metalą, bet ir nurodyti jo valentiškumą (III). Ankstesniame pavyzdyje tai nebuvo būtina, nes natrio valentingumas yra pastovus.

Svarbu: druskos pavadinime metalo valentingumą reikia nurodyti tik tuo atveju, jei šis metalas turi kintamą valentiškumą!

3 pavyzdys. Ba (ClO) 2 - druskos sudėtis apima barį ir likusią hipochloro rūgštį (ClO). Druskos pavadinimas: bario hipochloritas. Ba metalo valentingumas visuose jo junginiuose yra du, jo nurodyti nebūtina.

4 pavyzdys. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. NH 4 grupė vadinama amoniu, šios grupės valentingumas yra pastovus. Druskos pavadinimas: amonio dichromatas (bichromatas).

Aukščiau pateiktuose pavyzdžiuose sutikome tik vadinamuosius. vidutinės arba normalios druskos. Rūgščių, bazinių, dvigubų ir kompleksinės druskos, organinių rūgščių druskos čia nebus aptariamos.

Fizinės ir cheminės medžiagos porcijų, proporcijų ir kiekių išraiškos. Atominės masės vienetas, a.m.u. Medžiagos molis, Avogadro konstanta. Molinė masė. Santykinė medžiagos atominė ir molekulinė masė. Cheminio elemento masės dalis

Materijos struktūra. Atomo sandaros branduolinis modelis. Elektrono būsena atome. Orbitalių elektroninis užpildymas, mažiausios energijos principas, Klečkovskio taisyklė, Paulio principas, Hundo taisyklė

Periodinis dėsnis šiuolaikinėje formuluotėje. Periodinė sistema. Fizinė periodinio dėsnio prasmė. Periodinės sistemos struktūra. Pagrindinių pogrupių cheminių elementų atomų savybių keitimas. Cheminio elemento charakteristikų planas.

Mendelejevo periodinė sistema. didesni oksidai. Lakieji vandenilio junginiai. Tirpumas, druskų, rūgščių, bazių, oksidų, organinių medžiagų santykinės molekulinės masės. Metalų elektronegatyvumo, anijonų, aktyvumo ir įtampų eilės

Elektrocheminė metalų ir vandenilio aktyvumo serija, metalų ir vandenilio elektrocheminė įtampų serija, cheminių elementų elektronegatyvumo serija, anijonų serija

Cheminis ryšys. Sąvokos. Okteto taisyklė. Metalai ir nemetalai. Elektronų orbitalių hibridizacija. Valentiniai elektronai, valentingumo samprata, elektronegatyvumo samprata

Cheminio ryšio rūšys. Kovalentinis ryšys – polinis, nepolinis. Kovalentinių ryšių charakteristikos, susidarymo mechanizmai ir tipai. Joninis ryšys. Oksidacijos laipsnis. Metalinė jungtis. Vandenilinė jungtis.

Cheminės reakcijos. Sąvokos ir požymiai, Masės tvermės dėsnis, tipai (junginiai, plėtimai, pakaitalai, mainai). Klasifikacija: grįžtamasis ir negrįžtamas, egzoterminis ir endoterminis, redoksinis, vienalytis ir nevienalytis

Dabar esate čia: Svarbiausios klasės yra organinės medžiagos. Oksidai. Hidroksidai. Druska. Rūgštys, šarmai, amfoterinės medžiagos. Pagrindinės rūgštys ir jų druskos. Svarbiausių neorganinių medžiagų klasių genetinis ryšys.

Nemetalų chemija. Halogenai. Siera. Azotas. Anglies. inertinės dujos

Metalų chemija. šarminių metalų. IIA grupės elementai. Aliuminis. Geležis

Cheminių reakcijų eigos dėsniai. Cheminės reakcijos greitis. Aktyvių masių dėsnis. Van't Hoffo taisyklė. Grįžtamos ir negrįžtamos cheminės reakcijos. cheminis balansas. Le Chatelier principas. Katalizė

Sprendimai. elektrolitinė disociacija. Sąvokos, tirpumas, elektrolitinė disociacija, elektrolitinės disociacijos teorija, disociacijos laipsnis, rūgščių, bazių ir druskų disociacija, neutrali, šarminė ir rūgštinė aplinka

Reakcijos elektrolitų tirpaluose + Redokso reakcijos. (Jonų mainų reakcijos. Blogai tirpios, dujinės, mažai disociuojančios medžiagos susidarymas. Vandeninių druskų tirpalų hidrolizė. Oksidatorius. Reduktorius.)

Organinių junginių klasifikacija. Angliavandeniliai. Angliavandenilių dariniai. Organinių junginių izomerija ir homologija

Svarbiausi angliavandenilių dariniai: alkoholiai, fenoliai, karbonilo junginiai, karboksirūgštys, aminai, aminorūgštys

Nenuvertinkite rūgščių vaidmens mūsų gyvenime, nes daugelis jų yra tiesiog nepakeičiamos Kasdienybė. Pirmiausia prisiminkime, kas yra rūgštys. Tai sudėtingos medžiagos. Formulė parašyta taip: HnA, kur H – vandenilis, n – atomų skaičius, A – rūgšties liekana.

Pagrindinės rūgščių savybės apima gebėjimą pakeisti vandenilio atomų molekules metalo atomais. Dauguma jų yra ne tik šarminės, bet ir labai nuodingos. Tačiau yra ir tokių, su kuriais susiduriame nuolat, nekenkdami savo sveikatai: vitamino C, citrinos rūgštis, pieno rūgštis. Apsvarstykite pagrindines rūgščių savybes.

Fizinės savybės

Fizinės rūgščių savybės dažnai parodo jų prigimtį. Rūgštys gali būti trijų formų: kietos, skystos ir dujinės. Pavyzdžiui: azotas (HNO3) ir sieros rūgšties(H2SO4) yra bespalviai skysčiai; boro (H3BO3) ir metafosforo (HPO3) yra kietos rūgštys. Kai kurie iš jų turi spalvą ir kvapą. Skirtingos rūgštys vandenyje tirpsta skirtingai. Yra ir netirpių: H2SiO3 – silicis. Skystos medžiagos turi rūgštų skonį. Kai kurioms rūgštims pavadinimą suteikė vaisiai, kuriuose jos randamos: obuolių rūgštis, citrinų rūgštis. Kiti pavadinimą gavo iš juose esančių cheminių elementų.

Rūgščių klasifikacija

Paprastai rūgštys klasifikuojamos pagal kelis kriterijus. Pats pirmasis – pagal deguonies kiekį juose. Būtent: deguonies turintis (HClO4 – chloras) ir anoksinis (H2S – vandenilio sulfidas).

Pagal vandenilio atomų skaičių (pagal baziškumą):

• Vienbazis – turi vieną vandenilio atomą (HMnO4);
• Dvibazis – turi du vandenilio atomus (H2CO3);
• Tribazinis, atitinkamai, turi tris vandenilio atomus (H3BO);
• Daugiabazis – turi keturis ar daugiau atomų, yra retas (H4P2O7).

Pagal klasę cheminiai junginiai, skirstomas į organines ir neorganines rūgštis. Pirmųjų daugiausia yra augaliniuose produktuose: acto, pieno, nikotino, askorbo rūgštyse. Neorganinės rūgštys apima: sieros, azoto, boro, arseno. Jų panaudojimo spektras gana platus – nuo ​​pramoninių poreikių (dažių, elektrolitų, keramikos, trąšų ir kt. gamyba) iki maisto ruošimo ar kanalizacijos valymo. Rūgštys taip pat gali būti klasifikuojamos pagal stiprumą, lakumą, stabilumą ir tirpumą vandenyje.

Cheminės savybės

Apsvarstykite pagrindinį Cheminės savybės rūgštys.

• Pirmasis yra sąveika su rodikliais. Kaip indikatoriai naudojamas lakmusas, metilo apelsinas, fenolftaleinas ir universalus indikatorinis popierius. Rūgščių tirpaluose indikatoriaus spalva keis spalvą: lakmusas ir universalus ind. popierius pasidarys raudonas, metiloranžinė – rausva, fenolftaleinas liks bespalvis.
• Antrasis yra rūgščių sąveika su bazėmis. Ši reakcija taip pat vadinama neutralizavimu. Rūgštis reaguoja su baze, todėl susidaro druska + vanduo. Pavyzdžiui: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
• Kadangi beveik visos rūgštys gerai tirpsta vandenyje, neutralizuoti galima tiek tirpiomis, tiek netirpiomis bazėmis. Išimtis yra silicio rūgštis, kuri beveik netirpsta vandenyje. Jai neutralizuoti reikalingos bazės, tokios kaip KOH arba NaOH (jos tirpsta vandenyje).
• Trečia – rūgščių sąveika su baziniais oksidais. Čia vyksta neutralizacijos reakcija. Baziniai oksidai yra artimi bazių „giminaičiai“, todėl reakcija yra tokia pati. Labai dažnai naudojame šias oksiduojančias rūgščių savybes. Pavyzdžiui, pašalinti rūdis iš vamzdžių. Rūgštis reaguoja su oksidu ir virsta tirpia druska.
• Ketvirtasis – reakcija su metalais. Ne visi metalai vienodai gerai reaguoja su rūgštimis. Jie skirstomi į aktyvius (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) ir neaktyvius (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Taip pat verta atkreipti dėmesį į rūgšties stiprumą (stiprią, silpną). Pavyzdžiui, druskos ir sieros rūgštys sugeba reaguoti su visais neaktyviais metalais, o citrinos ir oksalo rūgštys yra tokios silpnos, kad net su aktyviais metalais reaguoja labai lėtai.
• Penktasis – deguonies turinčių rūgščių reakcija į kaitinimą. Beveik visos šios grupės rūgštys kaitinamos skyla į deguonies oksidą ir vandenį. Išimtis yra anglies (H3PO4) ir sieros rūgštys (H2SO4). Kaitinant, jie skyla į vandenį ir dujas. Tai reikia atsiminti. Tai visos pagrindinės rūgščių savybės.

Rūgštys gali būti klasifikuojamos pagal skirtingus kriterijus:

1) Deguonies atomų buvimas rūgštyje

2) Rūgščių šarmingumas

Rūgšties šarmiškumas yra „judrių“ vandenilio atomų skaičius jos molekulėje, galintis atsiskirti nuo rūgšties molekulės vandenilio katijonų pavidalu H + disociacijos metu, o taip pat pakeisti metalo atomais:

4) Tirpumas

5) Tvarumas

7) Oksidacinės savybės

Cheminės rūgščių savybės

1. Gebėjimas atsiriboti

Rūgštys vandeniniuose tirpaluose disocijuoja į vandenilio katijonus ir rūgščių liekanas. Kaip jau minėta, rūgštys skirstomos į gerai disocijuojančias (stiprias) ir mažai disociuojančias (silpnas). Rašant stiprių monobazių rūgščių disociacijos lygtį, naudojama arba viena rodyklė, nukreipta į dešinę () arba lygybės ženklas (=), kas iš tikrųjų parodo tokios disociacijos negrįžtamumą. Pavyzdžiui, stiprios druskos rūgšties disociacijos lygtis gali būti parašyta dviem būdais:

arba tokia forma: HCl \u003d H + + Cl -

arba čia: HCl → H + + Cl -

Tiesą sakant, rodyklės kryptis mums sako, kad atvirkštinis vandenilio katijonų sujungimo su rūgštinėmis liekanomis procesas stipriose rūgštyse praktiškai nevyksta.

Jei norime parašyti silpnos monobazinės rūgšties disociacijos lygtį, vietoj ženklo lygtyje turime naudoti dvi rodykles. Šis ženklas atspindi silpnų rūgščių disociacijos grįžtamumą - jų atveju atvirkštinis vandenilio katijonų sujungimo su rūgštinėmis liekanomis procesas yra labai ryškus:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Polibazinės rūgštys disocijuoja etapais, t.y. vandenilio katijonai nuo savo molekulių atsiskiria ne vienu metu, o paeiliui. Dėl šios priežasties tokių rūgščių disociacija išreiškiama ne viena, o keliomis lygtimis, kurių skaičius lygus rūgšties šarmingumui. Pavyzdžiui, tribazinės fosforo rūgšties disociacija vyksta trimis etapais, nuosekliai atsiskiriant H + katijonams:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2 -

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Reikėtų pažymėti, kad kiekvienas kitas disociacijos etapas vyksta mažesniu mastu nei ankstesnis. Tai yra, H 3 PO 4 molekulės disocijuoja geriau (didesniu mastu) nei H 2 PO 4 - jonai, kurie savo ruožtu disocijuoja geriau nei HPO 4 2 - jonai. Šis reiškinys yra susijęs su rūgščių likučių krūvio padidėjimu, dėl kurio padidėja ryšio tarp jų ir teigiamų H + jonų stiprumas.

Iš daugiabazių rūgščių sieros rūgštis yra išimtis. Kadangi ši rūgštis gerai disocijuoja abiejuose etapuose, jos disociacijos lygtį galima užrašyti viename etape:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Rūgščių sąveika su metalais

Septintasis taškas rūgščių klasifikacijoje nurodėme jų oksidacines savybes. Pabrėžta, kad rūgštys yra silpnos oksiduojančios medžiagos ir stiprūs oksidatoriai. Didžioji dauguma rūgščių (praktiškai visos, išskyrus H 2 SO 4 (konc.) ir HNO 3) yra silpnos oksidacinės medžiagos, nes jos gali parodyti savo oksidacinį gebėjimą tik dėl vandenilio katijonų. Tokios rūgštys gali oksiduotis iš metalų tik tos, kurios yra aktyvumo eilėje į kairę nuo vandenilio, o atitinkamo metalo druska ir vandenilis susidaro kaip produktai. Pavyzdžiui:

H 2 SO 4 (diff.) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl2 + H2

Kalbant apie stiprias oksiduojančias rūgštis, t.y. H 2 SO 4 (konc.) ir HNO 3, tada metalų, kuriuos jie veikia, sąrašas yra daug platesnis ir apima ir visus metalus iki vandenilio aktyvumo eilėje, ir beveik viską po to. Tai yra, pavyzdžiui, bet kokios koncentracijos koncentruota sieros rūgštis ir azoto rūgštis oksiduos net tokius neaktyvius metalus kaip varis, gyvsidabris ir sidabras. Išsamiau apie azoto rūgšties ir koncentruotos sieros rūgšties sąveiką su metalais, taip pat kai kuriomis kitomis medžiagomis dėl jų specifiškumo, bus atskirai nagrinėjama šio skyriaus pabaigoje.

3. Rūgščių sąveika su baziniais ir amfoteriniais oksidais

Rūgštys reaguoja su baziniais ir amfoteriniais oksidais. Silicio rūgštis, nes ji netirpi, nereaguoja su mažai aktyviais baziniais oksidais ir amfoteriniais oksidais:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO3 + Fe2O32Fe (NO3)3 + 3H2O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Rūgščių sąveika su bazėmis ir amfoteriniais hidroksidais

HCl + NaOH H2O + NaCl

3H 2SO 4 + 2Al (OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Rūgščių sąveika su druskomis

Ši reakcija vyksta, jei susidaro nuosėdos, dujos arba žymiai silpnesnė rūgštis nei ta, kuri reaguoja. Pavyzdžiui:

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. Azoto ir koncentruotų sieros rūgščių specifinės oksidacinės savybės

Kaip minėta aukščiau, bet kokios koncentracijos azoto rūgštis, taip pat tik koncentruota sieros rūgštis yra labai stiprūs oksidatoriai. Visų pirma, skirtingai nuo kitų rūgščių, jos oksiduoja ne tik metalus, kurių aktyvumas yra iki vandenilio, bet ir beveik visus metalus po jo (išskyrus platiną ir auksą).

Pavyzdžiui, jie gali oksiduoti varį, sidabrą ir gyvsidabrį. Tačiau reikia tvirtai suvokti, kad daugelis metalų (Fe, Cr, Al), nepaisant to, kad jie yra gana aktyvūs (jie yra iki vandenilio), vis dėlto nereaguoja su koncentruotu HNO 3 ir koncentruotu H. 2 SO 4 neįkaitinus dėl pasyvavimo reiškinio - ant tokių metalų paviršiaus susidaro apsauginė kietų oksidacijos produktų plėvelė, kuri neleidžia koncentruotų sieros ir koncentruotų azoto rūgščių molekulėms giliai prasiskverbti į metalą reakcijai į tęsti. Tačiau stipriai kaitinant, reakcija vis tiek vyksta.

Sąveikos su metalais atveju reikalingi produktai visada yra atitinkamo metalo druska ir naudojama rūgštis, taip pat vanduo. Taip pat visada išskiriamas ir trečias produktas, kurio formulė priklauso nuo daugelio veiksnių, visų pirma, tokių kaip metalų aktyvumas, taip pat rūgščių koncentracija ir reakcijų temperatūra.

Didelė koncentruotų sieros ir koncentruotų azoto rūgščių oksidacinė galia leidžia joms reaguoti ne tik su praktiškai visais aktyvumo diapazono metalais, bet net ir su daugeliu kietųjų nemetalų, ypač su fosforu, siera ir anglimi. Žemiau esančioje lentelėje aiškiai parodyti sieros ir azoto rūgščių sąveikos su metalais ir nemetalais produktai, priklausomai nuo koncentracijos:

7. Anoksinių rūgščių redukcinės savybės

Visos anoksinės rūgštys (išskyrus HF) gali turėti redukuojančių savybių dėl cheminio elemento, kuris yra anijono dalis, veikiant įvairiems oksiduojantiems agentams. Taigi, pavyzdžiui, visos vandenilio halogeninės rūgštys (išskyrus HF) oksiduojamos mangano dioksidu, kalio permanganatu, kalio dichromatu. Šiuo atveju halogenidų jonai oksiduojami iki laisvųjų halogenų:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

18HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2 Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Iš visų vandenilio halogeninių rūgščių didžiausią redukcinį aktyvumą turi jodo rūgštis. Skirtingai nuo kitų vandenilio halogeninių rūgščių, net geležies oksidas ir druskos gali jį oksiduoti.

6HI+Fe2O32FeI2+I2↓ + 3H2O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Hidrosulfidinė rūgštis H 2 S taip pat turi didelį redukcinį aktyvumą. Net oksidatorius, toks kaip sieros dioksidas, gali ją oksiduoti.

Vadinamos medžiagos, kurios tirpaluose disocijuoja ir susidaro vandenilio jonai.

Rūgštys klasifikuojamos pagal jų stiprumą, šarmiškumą ir deguonies buvimą ar nebuvimą rūgšties sudėtyje.

Pagal jėgąrūgštys skirstomos į stipriąsias ir silpnąsias. Svarbiausios stipriosios rūgštys yra azoto HNO 3 , sieros H 2 SO 4 ir druskos HCl .

Dėl deguonies buvimo atskirti deguonies turinčias rūgštis ( HNO3, H3PO4 ir tt) ir anoksinės rūgštys ( HCl, H 2 S, HCN ir kt.).

Pagal pagrindiškumą, t.y. pagal vandenilio atomų skaičių rūgšties molekulėje, kurią galima pakeisti metalo atomais, kad susidarytų druska, rūgštys skirstomos į vienbazes (pvz. HNO 3, HCl), dvibazis (H 2 S, H 2 SO 4), tribazis (H 3 PO 4 ) ir kt.

Rūgščių be deguonies pavadinimai yra kilę iš nemetalo pavadinimo, pridedant galūnę -vandenilis: HCl - vandenilio chlorido rūgštis, H2S e - hidroseleno rūgštis, HCN - cianido rūgštis.

Deguonies turinčių rūgščių pavadinimai taip pat susidaro iš rusiško atitinkamo elemento pavadinimo, pridedant žodį „rūgštis“. Tuo pačiu metu rūgšties, kurioje elementas yra aukščiausios oksidacijos būsenos, pavadinimas baigiasi, pavyzdžiui, „naya“ arba „ova“, H2SO4 - sieros rūgšties, HClO 4 - perchloro rūgštis, H 3 AsO 4 - arseno rūgštis. Sumažėjus rūgštį sudarančio elemento oksidacijos laipsniui, galūnės keičiasi tokia seka: „ovalus“ ( HClO 3 - chloro rūgštis), "gryna" ( HClO 2 - chloro rūgštis), "svyruojanti" ( H O Cl - hipochloro rūgštis). Jei elementas sudaro rūgštis, būdamas tik dviejų oksidacijos būsenų, tada rūgšties pavadinimas, atitinkantis žemiausią elemento oksidacijos būseną, gauna galūnę „grynas“ ( HNO3 - Azoto rūgštis, HNO 2 - azoto rūgštis).

Lentelė – Svarbiausios rūgštys ir jų druskos

Rūgštis		Atitinkamų normalių druskų pavadinimai
vardas	Formulė
Azotas	HNO3	Nitratai
azotinis	HNO 2	Nitritai
Borinis (ortoborinis)	H3BO3	Boratai (ortoboratai)
Hidrobrominis		Bromidai
Hidrojodas		jodidai
Silicis	H2SiO3	silikatai
mangano	HMnO 4	Permanganatai
Metafosforinis	HPO 3	Metafosfatai
Arsenas	H 3 AsO 4	Arsenatai
Arsenas	H 3 AsO 3	Arsenitai
ortofosforinis	H3PO4	Ortofosfatai (fosfatai)
Difosforinė (pirofosforinė)	H4P2O7	Difosfatai (pirofosfatai)
dichromas	H2Cr2O7	Dichromatai
sieros	H2SO4	sulfatai
sieros	H2SO3	Sulfitai
Anglis	H2CO3	Karbonatai
Fosforas	H3PO3	Fosfitai
Hidrofluoridas (hidrofluoridas)		Fluorai
Druskos (druskos)		chloridai
Chlorinis	HClO 4	Perchloratai
Chloras	HClO 3	Chloratai
hipochlorinis	HClO	Hipochloritai
Chrome	H2CrO4	Chromatai
Vandenilio cianidas (vandenilio cianidas)		cianidai

Rūgščių gavimas

1. Anoksinės rūgštys gali būti gaunamos tiesiogiai sumaišius nemetalus su vandeniliu:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Deguonies turinčios rūgštys dažnai gali būti gaunamos tiesiogiai sumaišius rūgščių oksidus su vandeniu:

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. Tiek be deguonies, tiek turinčios deguonies rūgštys gali būti gaunamos mainų reakcijose tarp druskų ir kitų rūgščių:

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. Kai kuriais atvejais rūgštims gauti gali būti naudojamos redokso reakcijos:

H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4,

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

Cheminės rūgščių savybės

1. Būdingiausia rūgščių cheminė savybė yra jų gebėjimas reaguoti su bazėmis (taip pat su baziniais ir amfoteriniais oksidais) sudaryti druskas, pvz.:

H 2 SO 4 + 2 NaOH \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. Galimybė sąveikauti su kai kuriais metalais, esant įtampai iki vandenilio, išskiriant vandenilį:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2,

2Al + 6HCl \u003d 2AlCl3 + 3H 2.

3. Su druskomis, jei susidaro blogai tirpi druska arba laki medžiaga:

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.

Atkreipkite dėmesį, kad daugiabazinės rūgštys disocijuoja etapais, o disociacijos lengvumas kiekviename etape mažėja, todėl daugiabazėse rūgštyse dažnai susidaro rūgščių druskos, o ne vidutinės druskos (esant reaguojančios rūgšties pertekliui):

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. Ypatingas rūgščių ir šarmų sąveikos atvejis yra rūgščių reakcija su indikatoriais, dėl kurios pasikeičia spalva, kuri nuo seno buvo naudojama kokybiniam rūgščių aptikimui tirpaluose. Taigi lakmusas rūgščioje aplinkoje pakeičia spalvą į raudoną.

5. Kaitinant, deguonies turinčios rūgštys skyla į oksidą ir vandenį (geriausia, kai yra vandens šalinimo priemonė P2O5):

H 2 SO 4 \u003d H 2 O + SO 3,

H 2 SiO 3 \u003d H 2 O + SiO 2.

M.V. Andriukhova, L.N. Borodinas