Klasyfikacja składu charakterystyczne właściwości kwasów. kwasy nieorganiczne

Klasyfikacja substancji nieorganicznych z przykładami związków

Przeanalizujmy teraz bardziej szczegółowo schemat klasyfikacji przedstawiony powyżej.

Jak widać, przede wszystkim wszystkie substancje nieorganiczne są podzielone prosty oraz kompleks:

proste substancje nazywamy substancje utworzone przez atomy tylko jednego pierwiastka chemicznego. Na przykład proste substancje to wodór H 2 , tlen O 2 , żelazo Fe, węgiel C itp.

Wśród prostych substancji są metale, niemetale oraz Gazy szlachetne:

Metale tworzą pierwiastki chemiczne znajdujące się poniżej przekątnej bor-astat, a także wszystkie pierwiastki znajdujące się w grupach bocznych.

Gazy szlachetne utworzone przez pierwiastki chemiczne grupy VIIIA.

niemetale utworzone odpowiednio przez pierwiastki chemiczne znajdujące się powyżej przekątnej bor-astat, z wyjątkiem wszystkich pierwiastków podgrup drugorzędowych i gazów szlachetnych znajdujących się w grupie VIIIA:

Nazwy prostych substancji najczęściej pokrywają się z nazwami pierwiastków chemicznych, których atomy są utworzone. Jednak w przypadku wielu pierwiastków chemicznych zjawisko alotropii jest powszechne. Alotropia to zjawisko, w którym jeden pierwiastek chemiczny może utworzyć kilka prostych substancji. Na przykład w przypadku pierwiastka chemicznego tlenu możliwe jest istnienie związków cząsteczkowych o wzorach O 2 i O 3. Pierwsza substancja jest zwykle nazywana tlenem w taki sam sposób, jak pierwiastek chemiczny, z którego atomów się tworzy, a druga substancja (O 3) jest zwykle nazywana ozonem. Prosta substancja węgiel może oznaczać dowolne jej alotropowe modyfikacje, na przykład diament, grafit lub fulereny. Prostą substancję fosfor można rozumieć jako jej alotropowe modyfikacje, takie jak fosfor biały, fosfor czerwony, fosfor czarny.

Substancje złożone

złożone substancje Substancje zbudowane z atomów dwóch lub więcej pierwiastków to tzw.

Na przykład złożonymi substancjami są amoniak NH 3, kwas siarkowy H 2 SO 4, wapno gaszone Ca (OH) 2 i niezliczone inne.

Wśród złożonych substancji nieorganicznych wyróżnia się 5 głównych klas, a mianowicie tlenki, zasady, wodorotlenki amfoteryczne, kwasy i sole:

tlenki - substancje złożone utworzone przez dwa pierwiastki chemiczne, z których jednym jest tlen na stopniu utlenienia -2.

Ogólny wzór tlenków można zapisać jako E x O y, gdzie E jest symbolem pierwiastka chemicznego.

Nazewnictwo tlenków

Nazwa tlenku pierwiastka chemicznego opiera się na zasadzie:

Na przykład:

Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (III); CuO, tlenek miedzi(II); N 2 O 5 - tlenek azotu (V)

Często można znaleźć informacje, że wartościowość pierwiastka jest podana w nawiasach, ale tak nie jest. Na przykład stopień utlenienia azotu N 2 O 5 wynosi +5, a wartościowość, co dziwne, wynosi cztery.

Jeśli pierwiastek chemiczny ma jeden dodatni stopień utlenienia w związkach, wówczas stopień utlenienia nie jest wskazany. Na przykład:

Na2O - tlenek sodu; H2O - tlenek wodoru; ZnO to tlenek cynku.

Klasyfikacja tlenków

Tlenki, zgodnie z ich zdolnością do tworzenia soli podczas interakcji z kwasami lub zasadami, dzielą się odpowiednio na tworzące sól oraz niesolotwórcze.

Istnieje niewiele tlenków nietworzących soli, wszystkie z nich są utworzone przez niemetale na stopniu utlenienia +1 i +2. Należy zapamiętać listę tlenków nietworzących soli: CO, SiO, N 2 O, NO.

Z kolei tlenki tworzące sole dzielą się na Główny, kwaśny oraz amfoteryczny.

Tlenki zasadowe zwane takimi tlenkami, które w interakcji z kwasami (lub tlenkami kwasowymi) tworzą sole. Do głównych tlenków należą tlenki metali na stopniu utlenienia +1 i +2, z wyjątkiem tlenków BeO, ZnO, SnO, PbO.

Tlenki kwasowe zwane takimi tlenkami, które w interakcji z zasadami (lub tlenkami zasadowymi) tworzą sole. Tlenki kwasowe to prawie wszystkie tlenki niemetali z wyjątkiem nietworzących soli CO, NO, N2O, SiO, a także wszystkie tlenki metali na wysokich stopniach utlenienia (+5, +6 i +7).

tlenki amfoteryczne zwane tlenkami, które mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami, tworząc w wyniku tych reakcji sole. Takie tlenki wykazują podwójną naturę kwasowo-zasadową, to znaczy mogą wykazywać właściwości zarówno tlenków kwasowych, jak i zasadowych. Tlenki amfoteryczne obejmują tlenki metali na stopniach utlenienia +3, +4 oraz, jako wyjątki, tlenki BeO, ZnO, SnO, PbO.

Niektóre metale mogą tworzyć wszystkie trzy rodzaje tlenków tworzących sole. Na przykład chrom tworzy tlenek zasadowy CrO, tlenek amfoteryczny Cr 2 O 3 i tlenek kwasowy CrO 3 .

Jak widać, właściwości kwasowo-zasadowe tlenków metali zależą bezpośrednio od stopnia utlenienia metalu w tlenku: im wyższy stopień utlenienia, tym wyraźniejsze są właściwości kwasowe.

Podwaliny

Podwaliny - związki o wzorze postaci Me (OH) x, gdzie x najczęściej równa 1 lub 2.

Klasyfikacja podstawowa

Zasady są klasyfikowane według liczby grup hydroksylowych w jednej jednostce strukturalnej.

Zasady z jedną grupą hydroksylową, tj. typu MeOH, tzw pojedyncze zasady kwasowe z dwiema grupami hydroksylowymi, tj. wpisz odpowiednio Me(OH) 2 , dikwas itp.

Ponadto zasady dzielą się na rozpuszczalne (alkalia) i nierozpuszczalne.

Alkalia obejmują wyłącznie wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych oraz wodorotlenek talu T1OH.

Podstawowa nomenklatura

Nazwa fundacji budowana jest zgodnie z następującą zasadą:

Na przykład:

Fe (OH) 2 - wodorotlenek żelaza (II),

Cu (OH) 2 - wodorotlenek miedzi (II).

W przypadkach, gdy metal w substancjach złożonych ma stały stopień utlenienia, nie jest wymagane jego wskazanie. Na przykład:

NaOH - wodorotlenek sodu,

Ca (OH) 2 - wodorotlenek wapnia itp.

kwasy

kwasy - substancje złożone, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Ogólny wzór kwasów można zapisać jako H x A, gdzie H to atomy wodoru, które można zastąpić metalem, a A to reszta kwasu.

Na przykład, kwasy obejmują związki takie jak H2SO4, HCl, HNO3, HNO2 itd.

Klasyfikacja kwasów

Ze względu na liczbę atomów wodoru, które można zastąpić metalem, kwasy dzielą się na:

- o kwasy jednozasadowe: HF, HC1, HBr, HI, HN03;

- d kwasy octowe: H2SO4, H2SO3, H2CO3;

- t kwasy rezasadowe: H3PO4, H3BO3.

Należy zauważyć, że liczba atomów wodoru w przypadku kwasów organicznych najczęściej nie odzwierciedla ich zasadowości. Na przykład kwas octowy o wzorze CH3COOH, pomimo obecności 4 atomów wodoru w cząsteczce, nie jest cztero-, ale jednozasadowy. Zasadowość kwasów organicznych zależy od liczby grup karboksylowych (-COOH) w cząsteczce.

Ponadto, zgodnie z obecnością tlenu w cząsteczkach kwasu, są one podzielone na beztlenowe (HF, HCl, HBr itp.) I zawierające tlen (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 itp.). Kwasy tlenowe są również nazywane kwasy okso.

Możesz przeczytać więcej o klasyfikacji kwasów.

Nazewnictwo kwasów i reszt kwasowych

Należy zapoznać się z poniższą listą nazw i wzorów kwasów i reszt kwasowych.

W niektórych przypadkach kilka poniższych zasad może ułatwić zapamiętywanie.

Jak widać z powyższej tabeli, konstrukcja systematycznych nazw kwasów anoksycznych jest następująca:

Na przykład:

HF, kwas fluorowodorowy;

HCl, kwas chlorowodorowy;

H 2 S - kwas wodorosiarczkowy.

Nazwy reszt kwasowych kwasów beztlenowych są zbudowane zgodnie z zasadą:

Na przykład Cl - - chlorek, Br - - bromek.

Nazwy kwasów zawierających tlen uzyskuje się przez dodanie różnych przyrostków i zakończeń do nazwy pierwiastka kwasotwórczego. Na przykład, jeśli pierwiastek kwasotwórczy w kwasie zawierającym tlen ma najwyższy stopień utlenienia, to nazwa takiego kwasu jest skonstruowana w następujący sposób:

Na przykład kwas siarkowy H 2 S +6 O 4, kwas chromowy H 2 Cr +6 O 4.

Wszystkie kwasy zawierające tlen można również sklasyfikować jako wodorotlenki kwasowe, ponieważ w ich cząsteczkach znajdują się grupy hydroksylowe (OH). Na przykład można to zobaczyć na podstawie następujących wzorów graficznych niektórych kwasów zawierających tlen:

Tak więc kwas siarkowy można inaczej nazwać wodorotlenkiem siarki (VI), kwasem azotowym - wodorotlenkiem azotu (V), kwasem fosforowym - wodorotlenkiem fosforu (V) itp. Liczba w nawiasach charakteryzuje stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego. Taki wariant nazw kwasów zawierających tlen może wielu wydawać się niezwykle niezwykły, ale czasami takie nazwy można znaleźć w prawdziwych KIM Jednolitego Egzaminu Państwowego z chemii w zadaniach dotyczących klasyfikacji substancji nieorganicznych.

Wodorotlenki amfoteryczne

Wodorotlenki amfoteryczne - wodorotlenki metali wykazujące podwójną naturę, tj. potrafi wykazywać zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad.

Amfoteryczne to wodorotlenki metali na stopniach utlenienia +3 i +4 (a także tlenki).

Również związki Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2 i Pb (OH) 2 są włączone jako wyjątki od wodorotlenków amfoterycznych, pomimo stopnia utlenienia metalu w nich +2.

Dla amfoterycznych wodorotlenków metali trój- i czterowartościowych możliwe jest istnienie orto- i meta-form, różniących się od siebie jedną cząsteczką wody. Na przykład wodorotlenek glinu (III) może występować w postaci orto Al(OH) 3 lub w formie meta AlO(OH) (metawodorotlenek).

Ponieważ, jak już wspomniano, wodorotlenki amfoteryczne wykazują zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad, ich wzór i nazwę można również zapisać inaczej: albo jako zasadę, albo jako kwas. Na przykład:

Sól

Na przykład sole obejmują związki takie jak KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3 itp.

Powyższa definicja opisuje skład większości soli, jednak istnieją sole, które jej nie obejmują. Na przykład, zamiast kationów metali, sól może zawierać kationy amonowe lub ich organiczne pochodne. Tych. sole obejmują związki, takie jak na przykład (NH 4) 2 SO 4 (siarczan amonu), + Cl - (chlorek metyloamonu) itp.

Klasyfikacja soli

Z drugiej strony sole można traktować jako produkty zamiany kationów wodoru H+ w kwasie na inne kationy lub produkty zamiany jonów wodorotlenowych w zasady (lub wodorotlenki amfoteryczne) na inne aniony.

Przy pełnej zamianie tzw średni lub normalna Sól. Na przykład przy całkowitym zastąpieniu kationów wodoru w kwasie siarkowym kationami sodu powstaje średnia (normalna) sól Na 2 SO 4, a przy całkowitym zastąpieniu jonów wodorotlenkowych w zasadzie Ca (OH) 2 resztami kwasowymi, jony azotanowe tworzą średnią (normalną) sól Ca(NO3)2.

Sole otrzymane przez niecałkowite zastąpienie kationów wodoru w dwuzasadowym (lub więcej) kwasie kationami metali nazywane są solami kwasowymi. Tak więc przy niepełnym zastąpieniu kationów wodoru w kwasie siarkowym kationami sodu powstaje kwaśna sól NaHSO4.

Sole, które powstają w wyniku niepełnego podstawienia jonów wodorotlenkowych w dwukwasowych (lub więcej) zasadach, nazywane są zasadowymi o sole. Na przykład przy niepełnym zastąpieniu jonów wodorotlenkowych w zasadzie Ca (OH) 2 jonami azotanowymi, podstawowym o czysta sól Ca(OH)NO 3 .

Nazywamy sole składające się z kationów dwóch różnych metali i anionów reszt kwasowych tylko jednego kwasu podwójne sole. Na przykład podwójne sole to KNaCO 3 , KMgCl 3 itd.

Jeśli sól jest utworzona przez jeden rodzaj kationu i dwa rodzaje reszt kwasowych, takie sole nazywane są mieszanymi. Na przykład mieszane sole to związki Ca(OCl)Cl, CuBrCl itp.

Istnieją sole, które nie mieszczą się w definicji soli jako produkty zamiany kationów wodorowych w kwasach na kationy metali lub produkty podstawienia jonów wodorotlenkowych w zasadach na aniony reszt kwasowych. Są to sole złożone. Tak więc, na przykład, złożone sole to tetrahydroksocynkan sodu i tetrahydroksoglinian o wzorach odpowiednio Na2 i Na. Sole złożone rozpoznajemy m.in. najczęściej po obecności nawiasów kwadratowych we wzorze. Należy jednak rozumieć, że aby substancja została sklasyfikowana jako sól, jej skład musi zawierać dowolne kationy, z wyjątkiem (lub zamiast) H +, a z anionów oprócz (lub zamiast) OH -. Na przykład związek H 2 nie należy do klasy złożonych soli, ponieważ tylko kationy wodorowe H + są obecne w roztworze podczas jego dysocjacji z kationów. Ze względu na rodzaj dysocjacji substancję tę należy raczej zaliczyć do beztlenowych kompleksów kwasowych. Podobnie związek OH nie należy do soli, ponieważ związek ten składa się z kationów + i jonów wodorotlenkowych OH-, tj. należy ją traktować jako złożoną podstawę.

Nazewnictwo soli

Nomenklatura soli średnich i kwaśnych

Nazwa soli średnich i kwaśnych opiera się na zasadzie:

Jeśli stopień utlenienia metalu w substancjach złożonych jest stały, nie jest to wskazane.

Nazwy reszt kwasowych podano powyżej, biorąc pod uwagę nazewnictwo kwasów.

Na przykład,

Na 2 SO 4 - siarczan sodu;

NaHSO 4 - wodorosiarczan sodu;

CaCO 3 - węglan wapnia;

Ca (HCO 3) 2 - wodorowęglan wapnia itp.

Nazewnictwo soli zasadowych

Nazwy głównych soli budowane są zgodnie z zasadą:

Na przykład:

(CuOH) 2 CO 3 - wodorowęglan miedzi (II);

Fe (OH) 2 NO 3 - dihydroksyazotan żelaza (III).

Nazewnictwo soli złożonych

Nomenklatura związków złożonych jest znacznie bardziej skomplikowana i nie trzeba wiele wiedzieć z nomenklatury soli złożonych, aby zdać egzamin.

Należy umieć nazwać złożone sole otrzymane w wyniku oddziaływania roztworów alkalicznych z wodorotlenkami amfoterycznymi. Na przykład:

*Te same kolory w formule i nazwie oznaczają odpowiednie elementy formuły i nazwy.

Nazwy zwyczajowe substancji nieorganicznych

Nazwy trywialne rozumiane są jako nazwy substancji, które nie są związane lub słabo związane z ich składem i budową. Nazwy zwyczajowe wynikają z reguły albo ze względów historycznych, albo z właściwości fizycznych lub chemicznych tych związków.

Lista nazw zwyczajowych substancji nieorganicznych, które warto znać:

Nie lekceważ roli kwasów w naszym życiu, ponieważ wiele z nich jest po prostu niezastąpionych w życiu codziennym. Najpierw przypomnijmy sobie, czym są kwasy. Są to substancje złożone. Wzór jest zapisany w następujący sposób: HnA, gdzie H to wodór, n to liczba atomów, A to reszta kwasowa.

Do głównych właściwości kwasów należy zdolność do zastępowania cząsteczek atomów wodoru atomami metali. Większość z nich jest nie tylko żrąca, ale także bardzo trująca. Ale są też takie, z którymi spotykamy się stale, bez szkody dla naszego zdrowia: witamina C, kwas cytrynowy, kwas mlekowy. Rozważ podstawowe właściwości kwasów.

Właściwości fizyczne

Fizyczne właściwości kwasów często dostarczają wskazówek co do ich natury. Kwasy mogą występować w trzech postaciach: stałej, ciekłej i gazowej. Na przykład: kwas azotowy (HNO3) i siarkowy (H2SO4) są cieczami bezbarwnymi; borowy (H3BO3) i metafosforowy (HPO3) to kwasy stałe. Niektóre z nich mają kolor i zapach. Różne kwasy różnie rozpuszczają się w wodzie. Istnieją również nierozpuszczalne: H2SiO3 - krzem. Substancje płynne mają kwaśny smak. Nazwę niektórych kwasów nadano od owoców, w których się znajdują: kwas jabłkowy, kwas cytrynowy. Inne otrzymały swoją nazwę od zawartych w nich pierwiastków chemicznych.

Klasyfikacja kwasów

Zwykle kwasy są klasyfikowane według kilku kryteriów. Pierwszym z nich jest, w zależności od zawartości tlenu w nich. Mianowicie: zawierające tlen (HClO4 - chlor) i beztlenowe (H2S - siarkowodór).

Według liczby atomów wodoru (według zasadowości):

• Jednozasadowy - zawiera jeden atom wodoru (HMnO4);
• Dwuzasadowy - ma dwa atomy wodoru (H2CO3);
• Trójzasadowe odpowiednio mają trzy atomy wodoru (H3BO);
• Wielozasadowe - mają cztery lub więcej atomów, są rzadkie (H4P2O7).

Według klas związków chemicznych dzieli się je na kwasy organiczne i nieorganiczne. Te pierwsze występują głównie w produktach roślinnych: kwasie octowym, mlekowym, nikotynowym, askorbinowym. Kwasy nieorganiczne obejmują: siarkowy, azotowy, borowy, arsenowy. Zakres ich zastosowania jest dość szeroki od potrzeb przemysłowych (produkcja barwników, elektrolitów, ceramiki, nawozów itp.) po gotowanie czy czyszczenie kanalizacji. Kwasy można również klasyfikować według mocy, lotności, stabilności i rozpuszczalności w wodzie.

Właściwości chemiczne

Rozważ podstawowe właściwości chemiczne kwasów.

• Pierwszym jest interakcja ze wskaźnikami. Jako wskaźniki stosuje się papierek lakmusowy, oranż metylowy, fenoloftaleinę i uniwersalny papierek wskaźnikowy. W roztworach kwaśnych kolor wskaźnika zmieni kolor: lakmusowy i uniwersalny ind. papier zmieni kolor na czerwony, pomarańcz metylowy - różowy, fenoloftaleina pozostanie bezbarwna.
• Drugi to oddziaływanie kwasów z zasadami. Ta reakcja jest również nazywana neutralizacją. Kwas reaguje z zasadą, w wyniku czego powstaje sól + woda. Na przykład: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
• Ponieważ prawie wszystkie kwasy są dobrze rozpuszczalne w wodzie, neutralizację można przeprowadzić zarówno z rozpuszczalnymi, jak i nierozpuszczalnymi zasadami. Wyjątkiem jest kwas krzemowy, który jest prawie nierozpuszczalny w wodzie. Do jego zneutralizowania potrzebne są zasady takie jak KOH lub NaOH (są rozpuszczalne w wodzie).
• Trzeci to oddziaływanie kwasów z tlenkami zasadowymi. To tam zachodzi reakcja zobojętniania. Tlenki zasadowe są bliskimi „krewnymi” zasad, stąd reakcja jest taka sama. Bardzo często wykorzystujemy te utleniające właściwości kwasów. Na przykład do usuwania rdzy z rur. Kwas reaguje z tlenkiem, tworząc rozpuszczalną sól.
• Czwarty to reakcja z metalami. Nie wszystkie metale równie dobrze reagują z kwasami. Dzielą się one na aktywne (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) i nieaktywne (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Warto również zwrócić uwagę na siłę kwasu (mocny, słaby). Na przykład kwas solny i siarkowy mogą reagować ze wszystkimi nieaktywnymi metalami, podczas gdy kwas cytrynowy i szczawiowy są tak słabe, że reagują bardzo wolno nawet z metalami aktywnymi.
• Piąty to reakcja kwasów zawierających tlen na ogrzewanie. Prawie wszystkie kwasy z tej grupy po podgrzaniu rozkładają się na tlenek tlenu i wodę. Wyjątkiem są kwasy węglowy (H3PO4) i siarkawy (H2SO4). Po podgrzaniu rozkładają się na wodę i gaz. Należy o tym pamiętać. To wszystkie podstawowe właściwości kwasów.

kwasy nazywane są złożonymi substancjami, których skład cząsteczek obejmuje atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu i resztę kwasową.

W zależności od obecności lub braku tlenu w cząsteczce kwasy dzielą się na zawierające tlen(H 2 SO 4 kwas siarkowy, H 2 SO 3 kwas siarkawy, HNO 3 kwas azotowy, H 3 PO 4 kwas fosforowy, H 2 CO 3 kwas węglowy, H 2 SiO 3 kwas krzemowy) i beztlenowe(kwas fluorowodorowy HF, kwas chlorowodorowy HCl (kwas chlorowodorowy), kwas bromowodorowy HBr, kwas jodowodorowy H2S, kwas wodorosiarczkowy).

W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, kwasy są jednozasadowe (z 1 atomem H), dwuzasadowe (z 2 atomami H) i trójzasadowe (z 3 atomami H). Na przykład kwas azotowy HNO 3 jest jednozasadowy, ponieważ w jego cząsteczce jest jeden atom wodoru, kwas siarkowy H 2 SO 4 – dwuzasadowy itp.

Istnieje bardzo niewiele związków nieorganicznych zawierających cztery atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Część cząsteczki kwasu bez wodoru nazywana jest resztą kwasową.

Pozostałość kwasu mogą składać się z jednego atomu (-Cl, -Br, -I) - są to proste reszty kwasowe, lub mogą - z grupy atomów (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - są to reszty złożone .

W roztworach wodnych reszty kwasowe nie ulegają zniszczeniu podczas reakcji wymiany i podstawienia:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Słowo bezwodnik oznacza bezwodny, czyli kwas bez wody. Na przykład,

H2SO4 - H2O → SO3. Kwasy beztlenowe nie mają bezwodników.

Kwasy biorą swoją nazwę od nazwy pierwiastka kwasotwórczego (środka kwasotwórczego) z dodatkiem zakończeń „naya” i rzadziej „vaya”: H 2 SO 4 - siarkowy; H2SO3 - węgiel; H 2 SiO 3 - krzem itp.

Pierwiastek może tworzyć kilka kwasów tlenowych. W tym przypadku wskazane końcówki w nazwie kwasów będą wtedy, gdy pierwiastek wykazuje najwyższą wartościowość (cząsteczka kwasu ma dużą zawartość atomów tlenu). Jeśli pierwiastek wykazuje niższą wartościowość, końcówka nazwy kwasu będzie „czysta”: HNO 3 - azotowy, HNO 2 - azotawy.

Kwasy można otrzymać rozpuszczając bezwodniki w wodzie. Jeśli bezwodniki są nierozpuszczalne w wodzie, kwas można otrzymać przez działanie innego silniejszego kwasu na sól żądanego kwasu. Ta metoda jest typowa zarówno dla tlenu, jak i kwasów beztlenowych. Kwasy beztlenowe otrzymuje się również w drodze bezpośredniej syntezy z wodoru i niemetali, a następnie rozpuszczania powstałego związku w wodzie:

H2 + Cl2 → 2 HC1;

H 2 + S → H 2 S.

Roztwory powstałych substancji gazowych HCl i H 2 S i są kwasami.

W normalnych warunkach kwasy są zarówno ciekłe, jak i stałe.

Właściwości chemiczne kwasów

Kwaśne roztwory działają na wskaźniki. Wszystkie kwasy (z wyjątkiem kwasu krzemowego) dobrze rozpuszczają się w wodzie. Substancje specjalne - wskaźniki pozwalają określić obecność kwasu.

Wskaźniki to substancje o złożonej budowie. Zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi chemikaliami. W roztworach neutralnych mają jeden kolor, w roztworach zasad inny. Podczas interakcji z kwasem zmieniają kolor: wskaźnik pomarańczy metylowej zmienia kolor na czerwony, wskaźnik lakmusowy również zmienia kolor na czerwony.

Wejdź w interakcję z bazami z tworzeniem wody i soli, która zawiera niezmienioną resztę kwasową (reakcja neutralizacji):

H 2 SO 4 + Ca (OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Interakcja z tlenkami bazowymi z powstawaniem wody i soli (reakcja neutralizacji). Sól zawiera resztę kwasową kwasu użytego w reakcji zobojętniania:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

wchodzić w interakcje z metalami. W przypadku interakcji kwasów z metalami muszą być spełnione pewne warunki:

1. metal musi być wystarczająco aktywny w stosunku do kwasów (w szeregu aktywności metali musi znajdować się przed wodorem). Im bardziej na lewo metal znajduje się w szeregu aktywności, tym intensywniej oddziałuje z kwasami;

2. Kwas musi być wystarczająco silny (to znaczy zdolny do oddawania jonów wodorowych H +).

Podczas reakcji chemicznych kwasu z metalami powstaje sól i wydziela się wodór (z wyjątkiem interakcji metali z kwasem azotowym i stężonym kwasem siarkowym):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Czy masz jakieś pytania? Chcesz wiedzieć więcej o kwasach?
Aby skorzystać z pomocy korepetytora - zarejestruj się.
Pierwsza lekcja jest darmowa!

strona, z pełnym lub częściowym kopiowaniem materiału, wymagany jest link do źródła.

7. Kwasy. Sól. Związek między klasami substancji nieorganicznych

7.1. kwasy

Kwasy to elektrolity, podczas których dysocjacji powstają tylko kationy wodoru H + jako dodatnio naładowane jony (dokładniej jony hydroniowe H 3 O +).

Inna definicja: kwasy to złożone substancje składające się z atomu wodoru i reszt kwasowych (Tabela 7.1).

Tabela 7.1

Wzory i nazwy niektórych kwasów, reszt kwasowych i soli

W normalnych warunkach kwasy mogą być ciałami stałymi (H 3 PO 4 , H 3 BO 3 , H 2 SiO 3 ) i cieczami (HNO 3 , H 2 SO 4 , CH 3 COOH). Kwasy te mogą występować zarówno w postaci pojedynczej (w 100%), jak iw postaci rozcieńczonych i stężonych roztworów. Na przykład H2SO4, HNO3, H3PO4, CH3COOH są znane zarówno pojedynczo, jak iw roztworach.

Wiele kwasów jest znanych tylko w roztworach. Są to wszystkie wodorohalogenowe (HCl, HBr, HI), siarkowodór H 2 S, cyjanowodorowy (wodorocyjanowy HCN), węglowy H 2 CO 3, kwas siarkowy H 2 SO 3, które są roztworami gazów w wodzie. Np. kwas solny to mieszanina HCl i H 2 O, węgiel to mieszanina CO 2 i H 2 O. Oczywiste jest, że używanie wyrażenia „roztwór kwasu solnego” jest błędne.

Większość kwasów rozpuszcza się w wodzie, kwas krzemowy H 2 SiO 3 jest nierozpuszczalny. Zdecydowana większość kwasów ma strukturę molekularną. Przykłady wzorów strukturalnych kwasów:

W większości cząsteczek kwasów zawierających tlen wszystkie atomy wodoru są związane z tlenem. Ale są wyjątki:

Kwasy klasyfikuje się według szeregu cech (Tabela 7.2).

Tabela 7.2

Klasyfikacja kwasów

Wszystkie ogólne właściwości chemiczne kwasów wynikają z obecności w ich wodnych roztworach nadmiaru kationów wodoru H + (H 3 O +).

1. Wodne roztwory kwasów pod wpływem nadmiaru jonów H+ zmieniają kolor fioletu, a lakmusu oranżu metylowego na czerwony (fenoloftaleina nie zmienia koloru, pozostaje bezbarwna). W wodnym roztworze słabego kwasu węglowego papierek lakmusowy nie jest czerwony, ale różowy; roztwór nad osadem bardzo słabego kwasu krzemowego w ogóle nie zmienia koloru wskaźników.

2. Kwasy oddziałują z zasadowymi tlenkami, zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi, wodzianem amoniaku (patrz rozdz. 6).

Przykład 7.1. Aby przeprowadzić transformację BaO → BaSO 4, możesz użyć: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO3.

Decyzja. Transformację można przeprowadzić za pomocą H 2 SO 4:

BaO + H2SO4 \u003d BaSO4 ↓ + H2O

BaO + SO3 = BaSO4

Na 2 SO 4 nie reaguje z BaO, aw reakcji BaO z SO 2 powstaje siarczyn baru:

BaO + SO2 = BaSO3

Odpowiedź: 3).

3. Kwasy reagują z amoniakiem i jego roztworami wodnymi, tworząc sole amonowe:

HCl + NH 3 \u003d NH 4 Cl - chlorek amonu;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - siarczan amonu.

4. Kwasy nieutleniające z tworzeniem soli i uwalnianiem wodoru reagują z metalami znajdującymi się w rzędzie aktywności na wodór:

H2SO4 (różnic) + Fe = FeSO4 + H2

2HCl + Zn \u003d ZnCl2 \u003d H2

Oddziaływanie kwasów utleniających (HNO 3 , H 2 SO 4 (stęż.)) z metalami jest bardzo specyficzne i jest uwzględniane w badaniach chemii pierwiastków i ich związków.

5. Kwasy oddziałują z solami. Reakcja ma kilka cech:

a) w większości przypadków, gdy mocniejszy kwas reaguje z solą słabszego kwasu, powstaje sól słabego kwasu i słaby kwas lub, jak mówią, mocniejszy kwas wypiera słabszy. Szereg malejących mocy kwasów wygląda następująco:

Przykłady bieżących reakcji:

2HCl + Na2CO3 \u003d 2NaCl + H2O + CO2

H2CO3 + Na2SiO3 = Na2CO3 + H2SiO3 ↓

2CH 3 COOH + K 2 CO 3 \u003d 2CH 3 GOTOWANIE + H 2 O + CO 2

3H2SO4 + 2K3PO4 = 3K2SO4 + 2H3PO4

Nie wchodzą ze sobą w interakcje np. KCl i H 2 SO 4 (diff), NaNO 3 i H 2 SO 4 (diff), K 2 SO 4 i HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 i H2C03, CH3GOTOWANIE i H2CO3;

b) w niektórych przypadkach słabszy kwas wypiera z soli silniejszy:

CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4

3AgNO 3 (razb) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.

Takie reakcje są możliwe, gdy osady powstałych soli nie rozpuszczają się w powstałych rozcieńczonych mocnych kwasach (H 2 SO 4 i HNO 3);

c) w przypadku tworzenia się osadów nierozpuszczalnych w mocnych kwasach możliwa jest reakcja mocnego kwasu z solą utworzoną przez inny mocny kwas:

BaCl2 + H2SO4 \u003d BaSO4 ↓ + 2HCl

Ba(NO3) 2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HNO3

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

Przykład 7.2. Wskaż serię, w której podane są wzory substancji reagujących z H 2 SO 4 (różnic).

1) Zn, Al2O3, KCl (pp); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF 2) Cu (OH) 2, K 2 CO 3, Ag; 4) Na2SO3, Mg, Zn (OH) 2.

Decyzja. Wszystkie substancje z serii 4 oddziałują z H 2 SO 4 (razb):

Na2SO3 + H2SO4 \u003d Na2SO4 + H2O + SO2

Mg + H2SO4 \u003d MgSO4 + H2

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

W rzędzie 1) reakcja z KCl (p-p) jest niemożliwa, w rzędzie 2) - z Ag, w rzędzie 3) - z NaNO 3 (p-p).

Odpowiedź: 4).

6. Stężony kwas siarkowy zachowuje się bardzo specyficznie w reakcjach z solami. Jest nielotnym i stabilnym termicznie kwasem, dlatego wypiera wszystkie mocne kwasy ze stałych (!) Soli, ponieważ są one bardziej lotne niż H 2 SO 4 (stęż.):

KCl (tv) + H2S04 (stęż.) KHS04 + HC1

2KCl (tv) + H 2 SO 4 (stęż.) K 2 SO 4 + 2 HCl

Sole utworzone przez mocne kwasy (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagują tylko ze stężonym kwasem siarkowym i tylko w stanie stałym

Przykład 7.3. Stężony kwas siarkowy, w przeciwieństwie do rozcieńczonego kwasu siarkowego, reaguje:

3) KNO 3 (telewizja);

Decyzja. Oba kwasy reagują z KF, Na 2 CO 3 i Na 3 PO 4, a tylko H 2 SO 4 (stęż.) reaguje z KNO 3 (tv).

Odpowiedź: 3).

Metody otrzymywania kwasów są bardzo różnorodne.

Kwasy beztlenowe odbierać:

• rozpuszczając odpowiednie gazy w wodzie:

HCl (g) + H2O (g) → HCl (pp)

H2S (g) + H2O (g) → H2S (roztwór)

• z soli przez wypieranie przez mocniejsze lub mniej lotne kwasy:

FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S

KCl (tv) + H2S04 (stęż.) = KHS04 + HC1

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3

kwasy tlenowe odbierać:

• rozpuszczając odpowiednie tlenki kwasowe w wodzie, podczas gdy stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego w tlenku i kwasie pozostaje taki sam (wyjątek stanowi NO 2):

N2O5 + H2O \u003d 2HNO3

SO3 + H2O \u003d H2SO4

P2O5 + 3H2O2H3PO4

• utlenianie niemetali kwasami utleniającymi:

S + 6HNO 3 (stęż.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

• przez wypieranie mocnego kwasu z soli innego mocnego kwasu (jeśli tworzy się osad nierozpuszczalny w powstałych kwasach):

Ba (NO 3) 2 + H2SO4 (razb) \u003d BaSO4 ↓ + 2HNO3

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

• wypieranie kwasu lotnego z jego soli przez kwas mniej lotny.

W tym celu najczęściej stosuje się nielotny, stabilny termicznie stężony kwas siarkowy:

NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (stęż.) NaHSO 4 + HNO 3

KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (stęż.) KHSO 4 + HClO 4

• przez wypieranie słabszego kwasu z jego soli mocniejszym kwasem:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3 CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4

NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2

K2SiO3 + 2HBr = 2KBr + H2SiO3 ↓

Kwasy można klasyfikować według różnych kryteriów:

1) Obecność atomów tlenu w kwasie

2) Zasadowość kwasu

Zasadowość kwasu to liczba „ruchliwych” atomów wodoru w jego cząsteczce, zdolnych do odszczepienia się od cząsteczki kwasu w postaci kationów wodoru H + podczas dysocjacji, a także do zastąpienia atomami metali:

4) Rozpuszczalność

5) Zrównoważony rozwój

7) Właściwości utleniające

Właściwości chemiczne kwasów

1. Zdolność do dysocjacji

Kwasy dysocjują w roztworach wodnych na kationy wodoru i reszty kwasowe. Jak już wspomniano, kwasy dzielą się na dobrze dysocjujące (silne) i słabo dysocjujące (słabe). Pisząc równanie dysocjacji dla mocnych kwasów jednozasadowych, stosuje się jedną strzałkę skierowaną w prawo () lub znak równości (=), co faktycznie pokazuje nieodwracalność takiej dysocjacji. Na przykład równanie dysocjacji mocnego kwasu solnego można zapisać na dwa sposoby:

lub w tej postaci: HCl \u003d H + + Cl -

lub w tym: HCl → H + + Cl -

W rzeczywistości kierunek strzałki mówi nam, że odwrotny proces łączenia kationów wodoru z resztami kwasowymi (asocjacja) w mocnych kwasach praktycznie nie zachodzi.

W przypadku, gdy chcemy napisać równanie dysocjacji słabego kwasu jednozasadowego, musimy użyć dwóch strzałek zamiast znaku w równaniu. Znak ten odzwierciedla odwracalność dysocjacji słabych kwasów - w ich przypadku silnie zaznacza się odwrotny proces łączenia kationów wodoru z resztami kwasowymi:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Kwasy wielozasadowe dysocjują etapami, tj. kationy wodorowe nie odrywają się od swoich cząsteczek jednocześnie, ale po kolei. Z tego powodu dysocjacja takich kwasów jest wyrażona nie jednym, ale kilkoma równaniami, których liczba jest równa zasadowości kwasu. Na przykład dysocjacja trójzasadowego kwasu fosforowego przebiega w trzech etapach z kolejnym odłączaniem kationów 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-

Należy zauważyć, że każdy kolejny etap dysocjacji przebiega w mniejszym stopniu niż poprzedni. Oznacza to, że cząsteczki H 3 PO 4 dysocjują lepiej (w większym stopniu) niż jony H 2 PO 4 —, które z kolei dysocjują lepiej niż jony HPO 4 2-. Zjawisko to wiąże się ze wzrostem ładunku reszt kwasowych, w wyniku czego wzrasta siła wiązania między nimi a dodatnimi jonami H+.

Spośród kwasów wielozasadowych wyjątek stanowi kwas siarkowy. Ponieważ kwas ten dobrze dysocjuje w obu etapach, dopuszczalne jest zapisanie równania jego dysocjacji w jednym etapie:

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

2. Oddziaływanie kwasów z metalami

Siódmy punkt w klasyfikacji kwasów wskazaliśmy na ich właściwości utleniające. Zwrócono uwagę, że kwasy są słabymi utleniaczami i silnymi utleniaczami. Zdecydowana większość kwasów (praktycznie wszystkie z wyjątkiem H 2 SO 4 (stęż.) i HNO 3) to słabe utleniacze, ponieważ mogą wykazywać swoją zdolność utleniania tylko dzięki kationom wodoru. Takie kwasy mogą utleniać z metali tylko te, które znajdują się w szeregu aktywności na lewo od wodoru, podczas gdy sole odpowiedniego metalu i wodór powstają jako produkty. Na przykład:

H2SO4 (różnic.) + Zn ZnSO4 + H2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Jeśli chodzi o silne kwasy utleniające, tj. H 2 SO 4 (stęż.) i HNO 3, to lista metali, na które działają, jest znacznie szersza i obejmuje zarówno wszystkie metale do wodoru w szeregu aktywności, jak i prawie wszystko po. Oznacza to, że na przykład stężony kwas siarkowy i kwas azotowy o dowolnym stężeniu utleniają nawet takie nieaktywne metale, jak miedź, rtęć i srebro. Bardziej szczegółowo, oddziaływanie kwasu azotowego i stężonego kwasu siarkowego z metalami, a także niektórymi innymi substancjami ze względu na ich specyfikę, zostanie omówione osobno na końcu tego rozdziału.

3. Oddziaływanie kwasów z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi

Kwasy reagują z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi. Kwas krzemowy, ponieważ jest nierozpuszczalny, nie reaguje z niskoaktywnymi tlenkami zasadowymi i tlenkami amfoterycznymi:

H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H2O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O

H2SiO3 + FeO ≠

4. Oddziaływanie kwasów z zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi

HCl + NaOH H2O + NaCl

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

5. Oddziaływanie kwasów z solami

Ta reakcja przebiega, jeśli tworzy się osad, gaz lub zasadniczo słabszy kwas niż ten, który reaguje. Na przykład:

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. Specyficzne właściwości utleniające kwasu azotowego i stężonego kwasu siarkowego

Jak wspomniano powyżej, kwas azotowy w dowolnym stężeniu, a także kwas siarkowy wyłącznie w stanie stężonym, są bardzo silnymi utleniaczami. W szczególności, w przeciwieństwie do innych kwasów, utleniają nie tylko metale, które w szeregu aktywności są aż do wodoru, ale także prawie wszystkie metale po nim (z wyjątkiem platyny i złota).

Na przykład są w stanie utleniać miedź, srebro i rtęć. Należy jednak mocno uchwycić fakt, że szereg metali (Fe, Cr, Al), pomimo tego, że są dość aktywne (są aż do wodoru), to jednak nie reagują ze stężonym HNO 3 i stężonym H 2 SO 4 bez podgrzewania dzięki zjawisku pasywacji - na powierzchni takich metali tworzy się ochronny film stałych produktów utleniania, który nie pozwala cząsteczkom stężonego kwasu siarkowego i stężonego azotu wnikać w głąb metalu w celu zajścia reakcji przystępować. Jednak przy silnym ogrzewaniu reakcja nadal zachodzi.

W przypadku interakcji z metalami wymaganymi produktami są zawsze sól odpowiedniego metalu i stosowany kwas, a także woda. Zawsze wyodrębniany jest również trzeci produkt, którego skład zależy od wielu czynników, w szczególności takich jak aktywność metali, a także stężenie kwasów i temperatura reakcji.

Wysoka siła utleniająca stężonego kwasu siarkowego i stężonego kwasu azotowego pozwala im reagować nie tylko z praktycznie wszystkimi metalami z zakresu aktywności, ale nawet z wieloma stałymi niemetalami, w szczególności z fosforem, siarką i węglem. Poniższa tabela wyraźnie pokazuje produkty interakcji kwasu siarkowego i azotowego z metalami i niemetalami, w zależności od stężenia:

7. Właściwości redukujące kwasów beztlenowych

Wszystkie kwasy beztlenowe (z wyjątkiem HF) mogą wykazywać właściwości redukujące ze względu na pierwiastek chemiczny, który jest częścią anionu, pod działaniem różnych czynników utleniających. Na przykład wszystkie kwasy halogenowodorowe (z wyjątkiem HF) są utleniane przez dwutlenek manganu, nadmanganian potasu, dichromian potasu. W tym przypadku jony halogenkowe są utleniane do wolnych halogenów:

4HCl + MnO2MnCl2 + Cl2 + 2H2O

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

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

Spośród wszystkich kwasów fluorowcowodorowych, kwas jodowodorowy ma największą aktywność redukującą. W przeciwieństwie do innych kwasów halogenowodorowych, nawet tlenek żelaza i sole mogą go utleniać.

6HI ​​​​+ Fe 2 O 3 2 FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Kwas wodorosiarczkowy H 2 S ma również wysoką aktywność redukującą. Nawet środek utleniający, taki jak dwutlenek siarki, może go utlenić.