O ácido é um componente. Ácidos: classificação e propriedades químicas
Nomes de alguns ácidos e sais inorgânicos
| Fórmulas ácidas | Nomes de ácidos | Nomes dos sais correspondentes |
| HClO4 | cloro | percloratos |
| HClO3 | hipocloroso | cloratos |
| HClO2 | cloreto | cloritos |
| HClO | hipocloroso | hipocloritos |
| H5IO6 | iodo | periodatos |
| OI 3 | iódico | iodatos |
| H2SO4 | sulfúrico | sulfatos |
| H2SO3 | sulfuroso | sulfitos |
| H2S2O3 | tiosulfuro | tiossulfatos |
| H2S4O6 | tetratiônico | tetrationatos |
| HNO3 | azoto | nitratos |
| HNO2 | nitrogenado | nitritos |
| H3PO4 | ortofosfórico | ortofosfatos |
| HPO 3 | metafosfórico | metafosfatos |
| H3PO3 | fósforo | fosfitos |
| H3PO2 | fósforo | hipofosfitos |
| H2CO3 | carvão | carbonatos |
| H2SiO3 | silício | silicatos |
| HMnO4 | manganês | permanganatos |
| H2MnO4 | manganês | manganatos |
| H2CrO4 | cromada | cromatos |
| H2Cr2O7 | dicromo | dicromatas |
| AF | fluoreto de hidrogênio (fluoreto) | fluoretos |
| HCl | clorídrico (clorídrico) | cloretos |
| HBr | bromídrico | brometos |
| OI | iodeto de hidrogênio | iodetos |
| H2S | sulfato de hidrogênio | sulfetos |
| HCN | Cianeto de hidrogenio | cianetos |
| HOCN | ciano | cianatos |
Deixe-me lembrá-lo brevemente exemplos específicos como nomear corretamente os sais.
Exemplo 1. O sal K 2 SO 4 é formado por um resíduo de ácido sulfúrico (SO 4) e o metal K. Os sais de ácido sulfúrico são chamados de sulfatos. K 2 SO 4 - sulfato de potássio.
Exemplo 2. FeCl 3 - o sal contém ferro e o restante de ácido clorídrico(Cl). Nome do sal: cloreto de ferro (III). Atenção: em nesse caso devemos não apenas nomear o metal, mas também indicar sua valência (III). No exemplo anterior isso não foi necessário, pois a valência do sódio é constante.
Importante: o nome do sal deve indicar a valência do metal somente se o metal tiver valência variável!
Exemplo 3. Ba(ClO) 2 - o sal contém bário e o restante ácido hipocloroso (ClO). Nome do sal: hipoclorito de bário. A valência do metal Ba em todos os seus compostos é dois, não precisa ser indicada.
Exemplo 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. O grupo NH 4 é denominado amônio, a valência desse grupo é constante. Nome do sal: dicromato de amônio (dicromato).
Nos exemplos acima, encontramos apenas os chamados. sais médios ou normais. Ácido, básico, duplo e sais complexos, os sais de ácidos orgânicos não serão discutidos aqui.
Não subestime o papel dos ácidos em nossas vidas, porque muitos deles são simplesmente insubstituíveis em Vida cotidiana. Primeiro, vamos lembrar o que são ácidos. Esse substâncias complexas. A fórmula é escrita da seguinte forma: HnA, onde H é hidrogênio, n é o número de átomos, A é o resíduo ácido.
As principais propriedades dos ácidos incluem a capacidade de substituir moléculas de átomos de hidrogênio por átomos de metal. A maioria deles não é apenas cáustica, mas também muito venenosa. Mas também há aqueles que encontramos constantemente, sem prejudicar a saúde: vitamina C, ácido cítrico, ácido lático. Consideremos as propriedades básicas dos ácidos.
Propriedades físicas
As propriedades físicas dos ácidos muitas vezes fornecem pistas sobre o seu caráter. Os ácidos podem existir em três formas: sólida, líquida e gasosa. Por exemplo: nitrogênio (HNO3) e ácido sulfúrico(H2SO4) são líquidos incolores; bórico (H3BO3) e metafosfórico (HPO3) são ácidos sólidos. Alguns deles têm cor e cheiro. Diferentes ácidos se dissolvem de maneira diferente na água. Existem também os insolúveis: H2SiO3 - silício. As substâncias líquidas têm sabor amargo. Alguns ácidos recebem o nome das frutas em que são encontrados: ácido málico, ácido cítrico. Outros recebem o nome dos elementos químicos que contêm.
Classificação de ácidos
Os ácidos são geralmente classificados de acordo com vários critérios. O primeiro é baseado no conteúdo de oxigênio neles contidos. A saber: contendo oxigênio (HClO4 - cloro) e isento de oxigênio (H2S - sulfeto de hidrogênio).
Por número de átomos de hidrogênio (por basicidade):
- Monobásico – contém um átomo de hidrogênio (HMnO4);
- Dibásico – possui dois átomos de hidrogênio (H2CO3);
- Tribásico, portanto, possui três átomos de hidrogênio (H3BO);
- Polibásicos – possuem quatro ou mais átomos, são raros (H4P2O7).
Por aula compostos químicos, são divididos em ácidos orgânicos e inorgânicos. Os primeiros são encontrados principalmente em produtos de origem vegetal: ácidos acético, láctico, nicotínico, ascórbico. Os ácidos inorgânicos incluem: sulfúrico, nítrico, bórico, arsênico. A gama de suas aplicações é bastante ampla, desde necessidades industriais (produção de corantes, eletrólitos, cerâmicas, fertilizantes, etc.) até culinária ou limpeza de esgotos. Os ácidos também podem ser classificados por força, volatilidade, estabilidade e solubilidade em água.
Propriedades quimicas
Vejamos os principais Propriedades quimicasácidos
- A primeira é a interação com indicadores. Tornassol, laranja de metila, fenolftaleína e papel indicador universal são usados como indicadores. Em soluções ácidas, a cor do indicador mudará de cor: tornassol e ind universal. o papel ficará vermelho, o laranja de metila ficará rosa, a fenolftaleína permanecerá incolor.
- A segunda é a interação de ácidos com bases. Esta reação também é chamada de neutralização. Um ácido reage com uma base, resultando em sal + água. Por exemplo: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
- Como quase todos os ácidos são altamente solúveis em água, a neutralização pode ser realizada tanto com bases solúveis como insolúveis. A exceção é o ácido silícico, que é quase insolúvel em água. Para neutralizá-lo são necessárias bases como KOH ou NaOH (são solúveis em água).
- A terceira é a interação de ácidos com óxidos básicos. Uma reação de neutralização também ocorre aqui. Os óxidos básicos são “parentes” próximos das bases, portanto a reação é a mesma. Usamos essas propriedades oxidantes dos ácidos com muita frequência. Por exemplo, para remover ferrugem de canos. O ácido reage com o óxido para formar um sal solúvel.
- Quarto - reação com metais. Nem todos os metais reagem igualmente bem com ácidos. Eles são divididos em ativos (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) e inativos (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Também vale atentar para a força do ácido (forte, fraco). Por exemplo, os ácidos clorídrico e sulfúrico são capazes de reagir com todos os metais inativos, enquanto os ácidos cítrico e oxálico são tão fracos que reagem muito lentamente mesmo com metais ativos.
- Quinto, a reação dos ácidos contendo oxigênio ao aquecimento. Quase todos os ácidos deste grupo se decompõem quando aquecidos em óxido de oxigênio e água. As exceções são o ácido carbônico (H3PO4) e o ácido sulfuroso (H2SO4). Quando aquecidos, eles se decompõem em água e gás. Isso deve ser lembrado. Essas são todas as propriedades básicas dos ácidos.
Os ácidos podem ser classificados com base em diferentes critérios:
1) A presença de átomos de oxigênio no ácido
2) Basicidade ácida
A basicidade de um ácido é o número de átomos de hidrogênio “móveis” em sua molécula, capazes de serem separados da molécula de ácido na forma de cátions de hidrogênio H + durante a dissociação, e também substituídos por átomos metálicos:
4) Solubilidade
5) Estabilidade
7) Propriedades oxidantes
Propriedades químicas dos ácidos
1. Capacidade de dissociação
Os ácidos dissociam-se em soluções aquosas em cátions de hidrogênio e resíduos ácidos. Como já mencionado, os ácidos são divididos em bem dissociativos (fortes) e pouco dissociativos (fracos). Ao escrever a equação de dissociação para ácidos monobásicos fortes, é usada uma seta apontando para a direita () ou um sinal de igual (=), o que mostra a irreversibilidade virtual de tal dissociação. Por exemplo, a equação de dissociação do ácido clorídrico forte pode ser escrita de duas maneiras:
ou nesta forma: HCl = H + + Cl -
ou desta forma: HCl → H + + Cl -
Na verdade, a direção da seta nos diz que o processo inverso de combinação de cátions hidrogênio com resíduos ácidos (associação) praticamente não ocorre em ácidos fortes.
Se quisermos escrever a equação de dissociação para um ácido monoprótico fraco, devemos usar duas setas na equação em vez do sinal. Este sinal reflete a reversibilidade da dissociação de ácidos fracos - no caso deles, o processo inverso de combinação de cátions de hidrogênio com resíduos ácidos é fortemente pronunciado:
CH 3 COOH CH 3 COO — + H +
Os ácidos polibásicos dissociam-se gradualmente, ou seja, Os cátions de hidrogênio são separados de suas moléculas não simultaneamente, mas um por um. Por esta razão, a dissociação de tais ácidos é expressa não por uma, mas por várias equações, cujo número é igual à basicidade do ácido. Por exemplo, a dissociação do ácido fosfórico tribásico ocorre em três etapas com separação alternada de cátions 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-
Deve-se notar que cada estágio subsequente de dissociação ocorre em menor grau que o anterior. Ou seja, as moléculas de H 3 PO 4 se dissociam melhor (em maior extensão) do que os íons H 2 PO 4 -, que, por sua vez, se dissociam melhor do que os íons HPO 4 2-. Este fenômeno está associado a um aumento na carga dos resíduos ácidos, como resultado do aumento da força da ligação entre eles e os íons H + positivos.
Dos ácidos polibásicos, a exceção é o ácido sulfúrico. Como este ácido se dissocia bem em ambos os estágios, é permitido escrever a equação de sua dissociação em um estágio:
H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-
2. Interação de ácidos com metais
O sétimo ponto na classificação dos ácidos são suas propriedades oxidantes. Foi afirmado que os ácidos são agentes oxidantes fracos e agentes oxidantes fortes. A grande maioria dos ácidos (quase todos, exceto H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3) são agentes oxidantes fracos, uma vez que só podem exibir sua capacidade oxidante devido aos cátions de hidrogênio. Esses ácidos podem oxidar apenas os metais que estão na série de atividades à esquerda do hidrogênio, e os produtos formam um sal do metal e do hidrogênio correspondentes. Por exemplo:
H 2 SO 4 (diluído) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + Fe FeCl 2 + H 2
Quanto aos ácidos oxidantes fortes, ou seja, H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3 , então a lista de metais sobre os quais atuam é muito mais ampla e inclui todos os metais antes do hidrogênio na série de atividades, e quase todos depois. Ou seja, o ácido sulfúrico concentrado e o ácido nítrico de qualquer concentração, por exemplo, oxidarão até mesmo metais pouco ativos, como cobre, mercúrio e prata. A interação do ácido nítrico e do ácido sulfúrico concentrado com metais, bem como algumas outras substâncias, devido à sua especificidade, será discutida separadamente no final deste capítulo.
3. Interação de ácidos com óxidos básicos e anfotéricos
Os ácidos reagem com óxidos básicos e anfotéricos. O ácido silícico, por ser insolúvel, não reage com óxidos básicos de baixa atividade e óxidos anfotéricos:
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. Interação de ácidos com bases e hidróxidos anfotéricos
HCl + NaOH H2O + NaCl
3H 2 SO 4 + 2Al (OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. Interação de ácidos com sais
Esta reação ocorre se um precipitado, gás ou um ácido significativamente mais fraco for formado do que aquele que reage. Por exemplo:
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. Propriedades oxidativas específicas dos ácidos nítrico e sulfúrico concentrado
Conforme mencionado acima, o ácido nítrico em qualquer concentração, assim como o ácido sulfúrico exclusivamente em estado concentrado, são agentes oxidantes muito fortes. Em particular, ao contrário de outros ácidos, eles oxidam não apenas os metais localizados antes do hidrogênio na série de atividades, mas também quase todos os metais depois dele (exceto platina e ouro).
Por exemplo, eles são capazes de oxidar cobre, prata e mercúrio. No entanto, deve-se compreender firmemente o fato de que vários metais (Fe, Cr, Al), apesar de serem bastante ativos (disponíveis antes do hidrogênio), não reagem com HNO 3 concentrado e H 2 SO 4 concentrado sem aquecimento devido ao fenômeno de passivação - forma-se na superfície desses metais uma película protetora de produtos sólidos de oxidação, que não permite que moléculas de ácidos sulfúrico concentrado e nítrico concentrado penetrem profundamente no metal para que a reação ocorra. No entanto, com forte aquecimento, a reação ainda ocorre.
No caso de interação com metais, os produtos obrigatórios são sempre o sal do metal correspondente e o ácido utilizado, além da água. Também é sempre isolado um terceiro produto, cuja fórmula depende de muitos fatores, em particular, como a atividade dos metais, bem como a concentração de ácidos e a temperatura de reação.
A alta capacidade oxidante dos ácidos sulfúrico concentrado e nítrico concentrado permite que eles reajam não apenas com praticamente todos os metais da série de atividade, mas mesmo com muitos não-metais sólidos, em particular com fósforo, enxofre e carbono. A tabela abaixo mostra claramente os produtos da interação dos ácidos sulfúrico e nítrico com metais e não metais dependendo da concentração:
7. Propriedades redutoras de ácidos isentos de oxigênio
Todos os ácidos isentos de oxigênio (exceto HF) podem apresentar propriedades redutoras devido ao elemento químico incluído no ânion sob a ação de diversos agentes oxidantes. Por exemplo, todos os ácidos hidrohálicos (exceto HF) são oxidados por dióxido de manganês, permanganato de potássio e dicromato de potássio. Neste caso, os íons haleto são oxidados em halogênios livres:
4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2
14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Entre todos os ácidos hidro-hálicos, o ácido iodídrico tem a maior atividade redutora. Ao contrário de outros ácidos hidro-hálicos, até mesmo o óxido férrico e os sais podem oxidá-lo.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
O ácido sulfídrico H 2 S também possui alta atividade redutora. Mesmo um agente oxidante como o dióxido de enxofre pode oxidá-lo.
São substâncias que se dissociam em soluções para formar íons hidrogênio.
Os ácidos são classificados pela sua força, pela sua basicidade e pela presença ou ausência de oxigênio no ácido.
Por forçaos ácidos são divididos em fortes e fracos. Os ácidos fortes mais importantes são o nítrico HNO 3, H2SO4 sulfúrico e HCl clorídrico.
De acordo com a presença de oxigênio distinguir entre ácidos contendo oxigênio ( HNO3, H3PO4 etc.) e ácidos isentos de oxigênio ( HCl, H2S, HCN, etc.).
Por basicidade, ou seja De acordo com o número de átomos de hidrogênio em uma molécula de ácido que podem ser substituídos por átomos de metal para formar um sal, os ácidos são divididos em monobásicos (por exemplo, HNO 3, HCl), dibásico (H 2 S, H 2 SO 4), tribásico (H 3 PO 4), etc.
Os nomes dos ácidos livres de oxigênio são derivados do nome do não metal com a adição da terminação -hidrogênio: HCl - ácido clorídrico, H2S e - ácido hidroselênico, HCN - ácido cianídrico.
Os nomes dos ácidos contendo oxigênio também são formados a partir do nome russo do elemento correspondente com a adição da palavra “ácido”. Neste caso, o nome do ácido em que o elemento está em maior estado de oxidação termina em “naya” ou “ova”, por exemplo, H2SO4 - ácido sulfúrico, HClO4 - ácido perclórico, H3AsO4 - ácido arsênico. Com a diminuição do grau de oxidação do elemento formador de ácido, as terminações mudam na seguinte sequência: “oval” ( HClO3 - ácido perclórico), “sólido” ( HClO2 - ácido cloroso), “oval” ( H O Cl - Ácido Hipocloroso). Se um elemento forma ácidos estando em apenas dois estados de oxidação, então o nome do ácido correspondente ao estado de oxidação mais baixo do elemento recebe a terminação “iste” ( HNO3 - Ácido nítrico, HNO2 - ácido nitroso).
Tabela - Os ácidos mais importantes e seus sais
|
Ácido |
Nomes dos sais normais correspondentes |
|
|
Nome |
Fórmula |
|
|
Azoto |
HNO3 |
Nitratos |
|
Nitrogenado |
HNO2 |
Nitritos |
|
Bórico (ortobórico) |
H3BO3 |
Boratos (ortoboratos) |
|
Hidrobrômico |
Brometos |
|
|
Hidroiodeto |
Iodetos |
|
|
Silício |
H2SiO3 |
Silicatos |
|
Manganês |
HMnO4 |
Permanganatos |
|
Metafosfórico |
HPO 3 |
Metafosfatos |
|
Arsênico |
H3AsO4 |
Arsenatos |
|
Arsênico |
H3AsO3 |
Arsenitos |
|
Ortofosfórico |
H3PO4 |
Ortofosfatos (fosfatos) |
|
Difosfórico (pirofosfórico) |
H4P2O7 |
Difosfatos (pirofosfatos) |
|
Dicromo |
H2Cr2O7 |
Dicromatas |
|
Sulfúrico |
H2SO4 |
Sulfatos |
|
Sulfuroso |
H2SO3 |
Sulfitos |
|
Carvão |
H2CO3 |
Carbonatos |
|
Fósforo |
H3PO3 |
Fosfitos |
|
Hidrofluorídrico (fluórico) |
Fluoretos |
|
|
Clorídrico (sal) |
Cloretos |
|
|
Cloro |
HClO4 |
Percloratos |
|
Cloroso |
HClO3 |
Cloratos |
|
Hipocloroso |
HClO |
Hipocloritos |
|
cromada |
H2CrO4 |
Cromatos |
|
Cianeto de hidrogênio (ciânico) |
Cianeto |
|
Obtenção de ácidos
1. Ácidos isentos de oxigênio podem ser obtidos pela combinação direta de não metais com hidrogênio:
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S H 2 S.
2. Ácidos contendo oxigênio muitas vezes podem ser obtidos pela combinação direta de óxidos ácidos com água:
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. Tanto os ácidos isentos de oxigênio quanto os contendo oxigênio podem ser obtidos por reações de troca entre sais e outros ácidos:
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.
4. Em alguns casos, as reações redox podem ser usadas para produzir ácidos:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.
Propriedades químicas dos ácidos
1. A propriedade química mais característica dos ácidos é a sua capacidade de reagir com bases (bem como com óxidos básicos e anfotéricos) para formar sais, por exemplo:
H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,
2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O.
2. Capacidade de interagir com alguns metais nas séries de tensões até o hidrogênio, com liberação de hidrogênio:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. Com sais, se for formado um sal ligeiramente solúvel ou uma substância volátil:
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2,
2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2+2H2O.
Observe que os ácidos polibásicos se dissociam passo a passo, e a facilidade de dissociação em cada etapa diminui; portanto, para ácidos polibásicos, em vez de sais médios, são frequentemente formados sais ácidos (no caso de excesso do ácido reagente):
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.
4. Um caso especial de interação ácido-base é a reação de ácidos com indicadores, levando a uma mudança de cor, que há muito é utilizada para a detecção qualitativa de ácidos em soluções. Assim, o tornassol muda de cor em um ambiente ácido para vermelho.
5. Quando aquecidos, os ácidos contendo oxigênio se decompõem em óxido e água (de preferência na presença de um agente de remoção de água 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
