Кислота є складовою. Кислоти: класифікація та хімічні властивості
Назви деяких неорганічних кислот та солей
| Формули кислот | Назви кислот | Назви відповідних солей |
| HClO 4 | хлорна | перхлорати |
| HClO 3 | хлорнувата | хлорати |
| HClO 2 | хлориста | хлорити |
| HClO | хлорноватиста | гіпохлорити |
| H 5 IO 6 | йодна | періодати |
| HIO 3 | іодна | йодати |
| H 2 SO 4 | сірчана | сульфати |
| H 2 SO 3 | сірчиста | сульфіти |
| H 2 S 2 O 3 | тіосерна | тіосульфати |
| H 2 S 4 O 6 | тетратіонова | тетратіонати |
| H NO 3 | азотна | нітрати |
| H NO 2 | азотиста | нітрити |
| H 3 PO 4 | ортофосфорна | ортофосфати |
| H PO 3 | метафосфорна | метафосфати |
| H 3 PO 3 | фосфориста | фосфіти |
| H 3 PO 2 | фосфорнувата | гіпофосфіти |
| H 2 CO 3 | вугільна | карбонати |
| H 2 SiO 3 | кремнієва | силікати |
| HMnO 4 | марганцева | перманганати |
| H 2 MnO 4 | марганцевиста | манганати |
| H 2 CrO 4 | хромова | хромати |
| H 2 Cr 2 O 7 | дихромова | дихромати |
| HF | фтороводородна (плавикова) | фториди |
| HCl | хлороводнева (соляна) | хлориди |
| HBr | бромоводнева | броміди |
| HI | йодоводородна | іодиди |
| H 2 S | сірководнева | сульфіди |
| HCN | ціановоднева | ціаніди |
| HOCN | ціанова | ціанати |
Нагадаю коротко на конкретні прикладияк слід правильно називати солі.
Приклад 1. Сіль K 2 SO 4 утворена залишком сірчаної кислоти (SO 4) та металом К. Солі сірчаної кислоти називаються сульфатами. K 2 SO 4 - сульфат калію.
Приклад 2. FeCl 3 - до складу солі входить залізо та залишок соляної кислоти(Cl). Назва солі: хлорид заліза (III). Зверніть увагу: у даному випадкуми не тільки маємо назвати метал, а й вказати його валентність (III). У минулому прикладі в цьому не було необхідності, оскільки валентність натрію стала.
Важливо: у назві солі слід вказувати валентність металу лише у тому випадку, якщо цей метал має змінну валентність!
Приклад 3. Ba(ClO) 2 - до складу солі входить барій та залишок хлорнуватистої кислоти (ClO). Назва солі: гіпохлорит барію. Валентність металу у всіх його з'єднаннях дорівнює двом, вказувати її не потрібно.
Приклад 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Група NH 4 називається амоній, валентність цієї групи стала. Назва солі: дихромат (біхромат) амонію.
У наведених вище прикладах нам зустрілися лише т.з. середні чи нормальні солі. Кислі, основні, подвійні та комплексні солі, Солі органічних кислот тут обговорюватися не будуть.
Не варто недооцінювати роль кислот у нашому житті, адже багато з них просто незамінні в повсякденному житті. Спочатку давайте згадаємо, що таке кислоти. Це складні речовини. Формула записується так: HnA, де H – водень, n – кількість атомів, А – кислотний залишок.
До основним властивостям кислот відносять можливість замінювати молекули атомів водню на атоми металів. Більшість із них не тільки їдкі, а й дуже отруйні. Але є й такі, з якими ми стикаємося постійно, без шкоди для здоров'я: вітамін С, лимонна кислота, молочна кислота. Розглянемо основні властивості кислот.
Фізичні властивості
Фізичні властивості кислот часто допомагають знайти ключ для встановлення їх характеру. Кислоти можуть існувати у трьох видах: твердому, рідкому та газоподібному. Наприклад: азотна (HNO3) та сірчана кислота(H2SO4) – це безбарвні рідини; борна (H3BO3) та метафосфорна (HPO3) – тверді кислоти. Деякі з них мають колір та запах. Різні кислоти по-різному розчиняються у питній воді. Є й нерозчинні: H2SiO3 – кремнієва. Рідкі речовини мають кислий смак. Назву деяким кислотам дали плоди, в яких вони знаходяться: яблучна кислота, лимонна кислота. Інші отримали свою назву від хімічних елементів, що містяться в них.
Класифікація кислот
Зазвичай кислоти класифікують за кількома ознаками. Найперший - це, за вмістом кисню у яких. А саме: кисневмісні (HClO4 – хлорна) та безкисневі (H2S – сірководнева).
За кількістю атомів водню (за основністю):
- Одноосновна – міститься один атом водню (HMnO4);
- Двоосновна – має два атоми водню (H2CO3);
- Триосновні, відповідно, мають три атоми водню (H3BO);
- Поліосновні – мають чотири та більше атомів, зустрічаються рідко (H4P2O7).
За класами хімічних сполукділяться на органічні та неорганічні кислоти. Перші, переважно, зустрічаються у продуктах рослинного походження: оцтова, молочна, нікотинова, аскорбінова кислоти. До неорганічних кислот відносяться: сірчана, азотна, борна, миш'якова. Спектр їх застосування досить широкий від промислових потреб (виготовлення барвників, електролітів, кераміки, добрив тощо) до приготування їжі або прочищення каналізацій. Також кислоти можна класифікувати за силою, леткістю, стійкістю та розчинністю у воді.
Хімічні властивості
Розглянемо основні Хімічні властивостікислот.
- Перше – це взаємодія з індикаторами. Як індикатори використовуються лакмус, метилоранж, фенолфталеїн та універсальний індикаторний папір. У розчинах кислот забарвлення індикатора змінить колір: лакмус та універсальна інд. папір стануть червоними, метилоранж – рожевим, фенолфталеїн залишиться безбарвним.
- Друге – взаємодія кислот із основами. Таку реакцію ще називають нейтралізацією. Кислота входить у реакцію з основою, у результаті ми маємо сіль + вода. Наприклад: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
- Так як майже всі кислоти добре розчиняються у воді, нейтралізацію можна проводити як з розчинними, так і нерозчинними основами. Виняток становить кремнієва кислота, вона майже розчинна у воді. Для її нейтралізації потрібні такі підстави, як KOH або NaOH (вони розчиняються у воді).
- Третє – взаємодія кислот із основними оксидами. Тут також відбувається реакція нейтралізації. Основні оксиди є близькими «родичами» основ, отже, реакція та сама. Ми часто використовуємо ці окислювальні властивості кислот. Наприклад, видалення іржі з труб. Кислота реагує з оксидом, перетворюючись на розчинну сіль.
- Четверте – реакція із металами. Не всі метали однаково добре вступають у реакцію із кислотами. Їх поділяють активні (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) і неактивні (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Також варто звертати увагу на силу кислоти (сильні, слабкі). Наприклад, соляна та сірчана кислоти здатні вступати в реакцію з усіма неактивними металами, а лимонна та щавлева кислоти настільки слабкі, що дуже повільно реагують навіть з активними металами.
- П'яте – реакція кисневмісних кислот на нагрівання. Майже всі кислоти цієї групи під час нагрівання розпадаються на кисневий оксид та воду. Виняток становлять вугільна (H3PO4) та сірчиста кислоти (H2SO4). При нагріванні вони розпадаються на воду та газ. Це треба запам'ятати. Ось і всі основні властивості кислот.
Кислоти можна класифікувати виходячи з різних критеріїв:
1) Наявність атомів кисню у кислоті
2) Основність кислоти
Основною кислотою називають число «рухомих» атомів водню в її молекулі, здатних при дисоціації відщеплюватися від молекули кислоти у вигляді катіонів водню H + , а також заміщатися на атоми металу:
4) Розчинність
5) Стійкість
7) Окислювальні властивості
Хімічні властивості кислот
1. Здатність до дисоціації
Кислоти дисоціюють у водних розчинах на катіони водню та кислотні залишки. Як було зазначено, кислоти діляться на добре дисоціюючі (сильні) і малодисоціюючі (слабкі). При записі рівняння дисоціації сильних одноосновних кислот використовується або одна спрямована праворуч стрілка (), або знак рівності (=), що показує фактично незворотність такої дисоціації. Наприклад, рівняння дисоціації сильної соляної кислоти може бути записано двояко:
або в такому вигляді: HCl = H + + Cl -
або в такому: HCl → H + + Cl -
По суті напрям стрілки свідчить, що зворотний процес об'єднання катіонів водню з кислотними залишками (асоціація) у сильних кислот практично не протікає.
У разі, якщо ми захочемо написати рівняння дисоціації слабкої одноосновної кислоти, ми маємо використовувати у рівнянні замість знака дві стрілки . Такий знак відбиває оборотність дисоціації слабких кислот — у разі сильно виражений зворотний процес об'єднання катіонів водню з кислотними залишками:
CH 3 COOH CH 3 COO - + H +
Багатоосновні кислоти дисоціюють східчасто, тобто. катіони водню від їхніх молекул відриваються не одночасно, а по черзі. З цієї причини дисоціація таких кислот виражається не одним, а декількома рівняннями, кількість яких дорівнює основності кислоти. Наприклад, дисоціація триосновної фосфорної кислоти протікає в три ступені з послідовним відривом катіонів 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-
Слід зазначити, що кожен наступний ступінь дисоціації протікає меншою мірою, ніж попередній. Тобто, молекули H 3 PO 4 дисоціюють краще (переважно), ніж іони H 2 PO 4 - , які, у свою чергу, дисоціюють краще, ніж іони HPO 4 2- . Пов'язане таке явище із збільшенням заряду кислотних залишків, внаслідок чого зростає міцність зв'язку між ними та позитивними іонами H+.
З багатоосновних кислот винятком є сірчана кислота. Оскільки ця кислота добре дисоціює по обох щаблях, допустимо записувати рівняння її дисоціації в одну стадію:
H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-
2. Взаємодія кислот із металами
Сьомим пунктом у класифікації кислот ми вказали їхні окисні властивості. Було вказано, що кислоти бувають слабкими окислювачами та сильними окислювачами. Переважна більшість кислот (практично всі крім H 2 SO 4(конц.) і HNO 3) є слабкими окислювачами, так як можуть виявляти свою здатність, що окислює, тільки за рахунок катіонів водню. Такі кислоти можуть окислити з металів тільки ті, які знаходяться в ряду активності лівіше водню, при цьому як продукти утворюється сіль відповідного металу і водень. Наприклад:
H 2 SO 4(розб.) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + Fe FeCl 2 + H 2
Що ж до кислот-сильних окислювачів, тобто. H 2 SO 4 (конц.) і HNO 3 , то список металів, на які вони діють, набагато ширший, і до нього входять як усі метали до водню в ряду активності, так і практично після. Тобто концентрована сірчана кислота та азотна кислота будь-якої концентрації, наприклад, окислятимуть навіть такі малоактивні метали, як мідь, ртуть, срібло. Більш детально взаємодія азотної кислоти та сірчаної концентрованої з металами, а також деякими іншими речовинами через їхню специфічність буде розглянуто окремо в кінці цього розділу.
3. Взаємодія кислот з основними та амфотерними оксидами
Кислоти реагують з основними та амфотерними оксидами. Кремнієва кислота, оскільки є нерозчинною, в реакцію з основними малоактивними оксидами і амфотерними оксидами не вступає:
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. Взаємодія кислот з основами та амфотерними гідроксидами
HCl + NaOH H 2 O + NaCl
3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. Взаємодія кислот із солями
Ця реакція протікає у разі, якщо утворюється осад, газ чи значно слабкіша кислота, ніж та, що входить у реакцію. Наприклад:
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. Специфічні окисні властивості азотної та концентрованої сірчаної кислот
Як уже було сказано вище, азотна кислота у будь-якій концентрації, а також сірчана кислота виключно в концентрованому стані є дуже сильними окислювачами. Зокрема, на відміну інших кислот вони окислюють як метали, які перебувають до водню серед активності, а й майже всі метали після нього (крім платини і золота).
Так, наприклад, вони здатні окислити мідь, срібло та ртуть. Слід проте твердо засвоїти той факт, що ряд металів (Fe, Cr, Al) незважаючи на те, що є досить активними (перебувають до водню), проте не реагують з концентрованою HNO 3 і концентрованої H 2 SO 4 без нагрівання по причини явища пасивації - на поверхні таких металів утворюється захисна плівка з твердих продуктів окислення, яка не дозволяє молекулами концентрованої сірчаної та концентрованої азотної кислот проникати вглиб металу для протікання реакції. Однак при сильному нагріванні реакція все-таки протікає.
У разі взаємодії з металами обов'язковими продуктами завжди є сіль відповідного металу та кислоти, що використовується, а також вода. Також завжди виділяється третій продукт, формула якого залежить від багатьох факторів, зокрема, таких як активність металів, а також концентрація кислот і температура проведення реакцій.
Висока окисна здатність концентрованої сірчаної та концентрованої азотної кислот дозволяє їм реагувати не тільки практичним з усіма металами ряду активності, але навіть з багатьма твердими неметалами, зокрема з фосфором, сіркою, вуглецем. Нижче в таблиці наочно представлені продукти взаємодії сірчаної та азотної кислот з металами та неметалами залежно від концентрації:
7. Відновлювальні властивості безкисневих кислот
Всі безкисневі кислоти (крім HF) можуть виявляти відновлювальні властивості за рахунок хімічного елемента, що входить до складу аніону, при дії різних окислювачів. Так, наприклад, усі галогеноводородні кислоти (крім HF) окислюються діоксидом марганцю, перманганатом калію, дихроматом калію. При цьому галогенід-іони окислюються до вільних галогенів:
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
Серед усіх галогеноводородних кислот найбільшу відновлювальну активність має йодоводородна кислота. На відміну з інших галогеноводородных кислот її можуть окислити навіть оксид і солі трехвалентного заліза.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
Високу відновну активність має також і сірководнева кислота H 2 S. Її може окислити навіть такий окислювач, як діоксид сірки.
Називаються речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням іонів водню.
Кислоти класифікуються за їх силою, за основністю та наявністю чи відсутністю кисню у складі кислоти.
За силоюкислоти поділяються на сильні та слабкі. Найважливіші сильні кислоти – азотна HNO 3 , сірчана H 2 SO 4 і соляна HCl .
За наявністю кисню розрізняють кисневмісні кислоти ( HNO 3 , H 3 PO 4 і т.п.) та безкисневі кислоти ( HCl, H 2 S, HCN і т.п.).
За основністю, тобто. за кількістю атомів водню в молекулі кислоти, здатних заміщатися атомами металу з утворенням солі, кислоти поділяються на одноосновні (наприклад, HNO 3 , HCl ), двоосновні (H 2 S , H 2 SO 4 ), триосновні (H 3 PO 4 ) і т.д.
Назви безкисневих кислот виробляються від назви неметалу з додаванням закінчення -воднева: HCl - хлороводнева кислота, H 2 S е - селеноводородна кислота, HCN - ціановоднева кислота.
Назви кисневмісних кислот також утворюються від російської назви відповідного елемента з додаванням слова "кислота". При цьому назва кислоти, в якій елемент перебуває у вищому ступені окислення, закінчується на «ная» або «ова», наприклад, H 2 SO 4 - сірчана кислота, HClO 4 - хлорна кислота, H 3 AsO 4 - миш'якова кислота. Зі зниженням ступеня окиснення кислотоутворюючого елемента закінчення змінюються в наступній послідовності: «овата» ( HClO 3 - хлорнувата кислота), «щиста» ( HClO 2 - хлориста кислота), «оватиста» ( H Про Cl - хлорнуватиста кислота). Якщо елемент утворює кислоти, перебуваючи тільки у двох ступенях окиснення, то назва кислоти, що відповідає нижчому ступеню окиснення елемента, отримує закінчення «чиста» ( HNO 3 - азотна кислота, HNO 2 - азотиста кислота).
Таблиця - найважливіші кислоти та їх солі
|
Кислота |
Назви відповідних нормальних солей |
|
|
Назва |
Формула |
|
|
Азотна |
HNO 3 |
Нітрати |
|
Азотиста |
HNO 2 |
Нітріти |
|
Борна (ортоборна) |
H 3 BO 3 |
Борати (ортоборати) |
|
Бромоводородна |
Броміди |
|
|
Йодоводнева |
Йодіди |
|
|
Кремнієва |
H 2 SiO 3 |
Силікати |
|
Марганцева |
HMnO 4 |
Перманганати |
|
Метафосфорна |
HPO 3 |
Метафосфати |
|
Миш'якова |
H 3 AsO 4 |
Арсенати |
|
Миш'яковиста |
H 3 AsO 3 |
Арсеніти |
|
Ортофосфорна |
H 3 PO 4 |
Ортофосфати (фосфати) |
|
Дифосфорна (пірофосфорна) |
H 4 P 2 O 7 |
Дифосфати (пірофосфати) |
|
Дихромова |
H 2 Cr 2 O 7 |
Дихромати |
|
Сірчана |
H 2 SO 4 |
Сульфати |
|
Сірчиста |
H 2 SO 3 |
Сульфіти |
|
Вугільна |
H 2 CO 3 |
Карбонати |
|
Фосфориста |
H 3 PO 3 |
Фосфіти |
|
Фтороводородна (плавикова) |
Фториди |
|
|
Хлороводнева (соляна) |
Хлориди |
|
|
Хлорна |
HClO 4 |
Перхлорати |
|
Хлорнувата |
HClO 3 |
Хлорати |
|
Хлорновата |
HClO |
Гіпохлорити |
|
Хромова |
H 2 CrO 4 |
Хромати |
|
Ціановоднева (синільна) |
Ціаніди |
|
Отримання кислот
1. Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем:
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H2+S H2S.
2. Кисень містять кислоти нерідко можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні кислотних оксидів з водою:
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. Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати за реакціями обміну між солями та іншими кислотами:
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO3+2HBr = CaBr2+CO2+H2O.
4. У ряді випадків для отримання кислот можуть бути використані окислювально-відновні реакції:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4 ,
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.
Хімічні властивості кислот
1. Найбільш характерна хімічна властивість кислот - їх здатність реагувати з основами (а також з основними та амфотерними оксидами) з утворенням солей, наприклад:
H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,
2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O .
2. Здатність взаємодіяти з деякими металами, що стоять у ряді напруги до водню, з виділенням водню:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ,
2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 .
3. З солями, якщо утворюється малорозчинна сіль або летюча речовина:
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.
Зауважимо, що багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому легкість дисоціації по кожному з ступенів падає, тому для багатоосновних кислот замість середніх солей часто утворюються кислі (у разі надлишку кислоти, що реагує):
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. Окремим випадком кислотно-основної взаємодії є реакції кислот з індикаторами, що призводять до зміни забарвлення, що здавна використовується для якісного виявлення кислот у розчинах. Так, лакмус змінює колір у кислому середовищі на червоний.
5. При нагріванні кисневмісні кислоти розкладаються на оксид і воду (краще у присутності водовіднімального) P 2 O 5):
H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3
H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2 .
М.В. Андрюхова, Л.М. Бородіна
