Chemické vlastnosti silných kyselin. Nejdůležitější třídy anorganických látek

Kyseliny jsou komplexní látky, jejichž molekuly zahrnují atomy vodíku, které lze nahradit nebo vyměnit za atomy kovu a zbytek kyseliny.

Na základě přítomnosti nebo nepřítomnosti kyslíku v molekule se kyseliny dělí na kyslík obsahující(H 2 SO 4 kyselina sírová, H 2 SO 3 kyselina siřičitá, HNO 3 kyselina dusičná, H 3 PO 4 kyselina fosforečná, H 2 CO 3 kyselina uhličitá, H 2 SiO 3 kyselina křemičitá) a bez kyslíku(HF kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková HCl (kyselina chlorovodíková), kyselina bromovodíková HBr, kyselina jodovodíková HI, kyselina hydrosulfidová H2S).

V závislosti na počtu atomů vodíku v molekule kyseliny jsou kyseliny jednosytné (s 1 atomem H), dvojsytné (se 2 atomy H) a trojsytné (se 3 atomy H). Například kyselina dusičná HNO 3 je jednosytná, protože její molekula obsahuje jeden atom vodíku, kyselinu sírovou H 2 SO 4 – dibazický atd.

Existuje velmi málo anorganických sloučenin obsahujících čtyři atomy vodíku, které lze nahradit kovem.

Část molekuly kyseliny bez vodíku se nazývá zbytek kyseliny.

Kyselé zbytky mohou sestávat z jednoho atomu (-Cl, -Br, -I) - jedná se o jednoduché zbytky kyselin, nebo se mohou skládat ze skupiny atomů (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - jedná se o komplexní zbytky.

Ve vodných roztocích se během výměnných a substitučních reakcí kyselé zbytky nezničí:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Slovo anhydrid znamená bezvodý, to znamená kyselinu bez vody. Například,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoxické kyseliny nemají anhydridy.

Kyseliny dostaly svůj název podle názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorného činidla) s přidáním koncovek „naya“ a méně často „vaya“: H 2 SO 4 - sírová; H 2 SO 3 – uhlí; H 2 SiO 3 – křemík atd.

Prvek může tvořit několik kyslíkatých kyselin. V tomto případě uvedené koncovky v názvech kyselin budou, když prvek vykazuje vyšší mocenství (molekula kyseliny obsahuje vysoký obsah atomů kyslíku). Pokud prvek vykazuje nižší mocenství, bude koncovka v názvu kyseliny „prázdná“: HNO 3 - dusičná, HNO 2 - dusíkatá.

Kyseliny lze získat rozpuštěním anhydridů ve vodě. Pokud jsou anhydridy ve vodě nerozpustné, lze kyselinu získat působením jiné silnější kyseliny na sůl požadované kyseliny. Tato metoda je typická pro kyslíkové i bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkaté kyseliny se také získávají přímou syntézou z vodíku a nekovu s následným rozpuštěním výsledné sloučeniny ve vodě:

H2 + Cl2 -> 2 HC1;

H2 + S → H2S.

Roztoky vzniklých plynných látek HCl a H 2 S jsou kyseliny.

Za normálních podmínek existují kyseliny v kapalném i pevném stavu.

Chemické vlastnosti kyselin

Kyselé roztoky působí na indikátory. Všechny kyseliny (kromě křemičité) jsou vysoce rozpustné ve vodě. Speciální látky - indikátory umožňují určit přítomnost kyseliny.

Indikátory jsou látky složité struktury. Mění barvu v závislosti na jejich interakci s různými chemikáliemi. V neutrálních roztocích mají jednu barvu, v roztocích bází mají jinou barvu. Při interakci s kyselinou mění svou barvu: indikátor methyloranže zčervená a lakmusový indikátor také zčervená.

Interakce se základnami za vzniku vody a soli, která obsahuje nezměněný zbytek kyseliny (neutralizační reakce):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaS04 + 2 H20.

Interakce s oxidy báze za vzniku vody a soli (neutralizační reakce). Sůl obsahuje zbytek kyseliny, která byla použita při neutralizační reakci:

H3P04 + Fe203 → 2 FePO4 + 3 H20.

Interakce s kovy. Aby kyseliny interagovaly s kovy, musí být splněny určité podmínky:

1. kov musí být dostatečně aktivní vůči kyselinám (v řadě aktivity kovů se musí nacházet před vodíkem). Čím více vlevo je kov v řadě aktivit, tím intenzivněji interaguje s kyselinami;

2. kyselina musí být dostatečně silná (tj. schopná darovat vodíkové ionty H +).

Při chemických reakcích kyseliny s kovy se tvoří sůl a uvolňuje se vodík (kromě interakce kovů s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):

Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;

Cu + 4HN03 → CuN03 + 2 N02 + 2 H20.

Stále máte otázky? Chcete se dozvědět více o kyselinách?
Chcete-li získat pomoc od lektora -.
První lekce je zdarma!

blog.site, při kopírování celého materiálu nebo jeho části je vyžadován odkaz na původní zdroj.

Jsou to látky, které se v roztocích disociují za vzniku vodíkových iontů.

Kyseliny jsou klasifikovány podle jejich síly, podle jejich zásaditosti a podle přítomnosti nebo nepřítomnosti kyslíku v kyselině.

Siloukyseliny se dělí na silné a slabé. Nejdůležitější silné kyseliny jsou dusičná HNO 3, sírová H2SO4 a chlorovodíková HCl.

Podle přítomnosti kyslíku rozlišovat mezi kyselinami obsahujícími kyslík ( HNO3, H3PO4 atd.) a bezkyslíkaté kyseliny ( HCl, H2S, HCN atd.).

Podle zásaditosti, tj. Podle počtu atomů vodíku v molekule kyseliny, které lze nahradit atomy kovu za vzniku soli, se kyseliny dělí na jednosytné (např. HNO 3, HCl), dvojsytná (H 2 S, H 2 SO 4), trojsytná (H 3 PO 4) atd.

Názvy bezkyslíkatých kyselin jsou odvozeny od názvu nekovu s přidáním koncovky -vodík: HCl - kyselina chlorovodíková, H2S e - kyselina hydroselenová, HCN - kyselina kyanovodíková.

Názvy kyselin obsahujících kyslík jsou také vytvořeny z ruského názvu odpovídajícího prvku s přidáním slova „kyselina“. V tomto případě název kyseliny, ve které je prvek v nejvyšším oxidačním stavu, končí například na „naya“ nebo „ova“, H2SO4 - kyselina sírová, HC104 - kyselina chloristá, H3AsO4 - kyselina arsenová. S poklesem stupně oxidace kyselinotvorného prvku se koncovky mění v následujícím pořadí: „vejčité“ ( HC103 - kyselina chloristá), „pevná“ ( HClO2 - kyselina chloritá), „vejčitý“ ( H O Cl - kyselina chlorná). Pokud prvek tvoří kyseliny, přičemž je pouze ve dvou oxidačních stavech, pak název kyseliny odpovídající nejnižšímu oxidačnímu stavu prvku dostává koncovku „prázdný“ ( HNO3 - kyselina dusičná, HNO2 - kyselina dusitá).

Tabulka - Nejdůležitější kyseliny a jejich soli

Získávání kyselin

1. Bezkyslíkaté kyseliny lze získat přímou kombinací nekovů s vodíkem:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S H2S.

2. Kyslík obsahující kyseliny lze často získat přímou kombinací oxidů kyselin s vodou:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4,

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,

P205 + H20 = 2 HPO3.

3. Kyslíky prosté i kyslík obsahující kyseliny lze získat výměnnými reakcemi mezi solemi a jinými kyselinami:

BaBr2 + H2S04 = BaS04 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,

CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20.

4. V některých případech lze k výrobě kyselin použít redoxní reakce:

H202 + SO2 = H2S04,

3P + 5HN03 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO.

Chemické vlastnosti kyselin

1. Nejcharakterističtější chemickou vlastností kyselin je jejich schopnost reagovat se zásadami (a také zásaditými a amfoterními oxidy) za vzniku solí, např.:

H2SO4 + 2NaOH = Na2S04 + 2H20,

2HN03 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H20,

2 HCl + ZnO = ZnCl2 + H20.

2. Schopnost interagovat s některými kovy v napěťové řadě až po vodík, s uvolňováním vodíku:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

3. Se solemi, pokud se vytvoří mírně rozpustná sůl nebo těkavá látka:

H 2SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + CO2,

2KHC03 + H2S04 = K2S04 + 2SO2+ 2H20.

Všimněte si, že vícesytné kyseliny disociují postupně a snadnost disociace v každém kroku se snižuje, proto se u vícesytných kyselin místo středních solí často tvoří kyselé soli (v případě přebytku reagující kyseliny):

Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S,

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20.

4. Speciálním případem acidobazické interakce je reakce kyselin s indikátory, vedoucí ke změně barvy, která se již dlouho používá pro kvalitativní detekci kyselin v roztocích. Takže lakmus mění barvu v kyselém prostředí na červenou.

5. Kyseliny obsahující kyslík se při zahřívání rozkládají na oxid a vodu (nejlépe v přítomnosti činidla odstraňujícího vodu P2O5):

H2SO4 = H20 + SO3,

H2Si03 = H20 + Si02.

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina

Kyseliny jsou komplexní látky, jejichž molekuly zahrnují atomy vodíku, které lze nahradit nebo vyměnit za atomy kovu a zbytek kyseliny.

Na základě přítomnosti nebo nepřítomnosti kyslíku v molekule se kyseliny dělí na kyslík obsahující(H 2 SO 4 kyselina sírová, H 2 SO 3 kyselina siřičitá, HNO 3 kyselina dusičná, H 3 PO 4 kyselina fosforečná, H 2 CO 3 kyselina uhličitá, H 2 SiO 3 kyselina křemičitá) a bez kyslíku(HF kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková HCl (kyselina chlorovodíková), kyselina bromovodíková HBr, kyselina jodovodíková HI, kyselina hydrosulfidová H2S).

V závislosti na počtu atomů vodíku v molekule kyseliny jsou kyseliny jednosytné (s 1 atomem H), dvojsytné (se 2 atomy H) a trojsytné (se 3 atomy H). Například kyselina dusičná HNO 3 je jednosytná, protože její molekula obsahuje jeden atom vodíku, kyselinu sírovou H 2 SO 4 – dibazický atd.

Existuje velmi málo anorganických sloučenin obsahujících čtyři atomy vodíku, které lze nahradit kovem.

Část molekuly kyseliny bez vodíku se nazývá zbytek kyseliny.

Kyselé zbytky mohou sestávat z jednoho atomu (-Cl, -Br, -I) - jedná se o jednoduché zbytky kyselin, nebo se mohou skládat ze skupiny atomů (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - jedná se o komplexní zbytky.

Ve vodných roztocích se během výměnných a substitučních reakcí kyselé zbytky nezničí:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Slovo anhydrid znamená bezvodý, to znamená kyselinu bez vody. Například,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoxické kyseliny nemají anhydridy.

Kyseliny dostaly svůj název podle názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorného činidla) s přidáním koncovek „naya“ a méně často „vaya“: H 2 SO 4 - sírová; H 2 SO 3 – uhlí; H 2 SiO 3 – křemík atd.

Prvek může tvořit několik kyslíkatých kyselin. V tomto případě uvedené koncovky v názvech kyselin budou, když prvek vykazuje vyšší mocenství (molekula kyseliny obsahuje vysoký obsah atomů kyslíku). Pokud prvek vykazuje nižší mocenství, bude koncovka v názvu kyseliny „prázdná“: HNO 3 - dusičná, HNO 2 - dusíkatá.

Kyseliny lze získat rozpuštěním anhydridů ve vodě. Pokud jsou anhydridy ve vodě nerozpustné, lze kyselinu získat působením jiné silnější kyseliny na sůl požadované kyseliny. Tato metoda je typická pro kyslíkové i bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkaté kyseliny se také získávají přímou syntézou z vodíku a nekovu s následným rozpuštěním výsledné sloučeniny ve vodě:

H2 + Cl2 -> 2 HC1;

H2 + S → H2S.

Roztoky vzniklých plynných látek HCl a H 2 S jsou kyseliny.

Za normálních podmínek existují kyseliny v kapalném i pevném stavu.

Chemické vlastnosti kyselin

Kyselé roztoky působí na indikátory. Všechny kyseliny (kromě křemičité) jsou vysoce rozpustné ve vodě. Speciální látky - indikátory umožňují určit přítomnost kyseliny.

Indikátory jsou látky složité struktury. Mění barvu v závislosti na jejich interakci s různými chemikáliemi. V neutrálních roztocích mají jednu barvu, v roztocích bází mají jinou barvu. Při interakci s kyselinou mění svou barvu: indikátor methyloranže zčervená a lakmusový indikátor také zčervená.

Interakce se základnami za vzniku vody a soli, která obsahuje nezměněný zbytek kyseliny (neutralizační reakce):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaS04 + 2 H20.

Interakce s oxidy báze za vzniku vody a soli (neutralizační reakce). Sůl obsahuje zbytek kyseliny, která byla použita při neutralizační reakci:

H3P04 + Fe203 → 2 FePO4 + 3 H20.

Interakce s kovy. Aby kyseliny interagovaly s kovy, musí být splněny určité podmínky:

1. kov musí být dostatečně aktivní vůči kyselinám (v řadě aktivity kovů se musí nacházet před vodíkem). Čím více vlevo je kov v řadě aktivit, tím intenzivněji interaguje s kyselinami;

2. kyselina musí být dostatečně silná (tj. schopná darovat vodíkové ionty H +).

Při chemických reakcích kyseliny s kovy se tvoří sůl a uvolňuje se vodík (kromě interakce kovů s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):

Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;

Cu + 4HN03 → CuN03 + 2 N02 + 2 H20.

Stále máte otázky? Chcete se dozvědět více o kyselinách?
Chcete-li získat pomoc od lektora, zaregistrujte se.
První lekce je zdarma!

webové stránky, při kopírování celého materiálu nebo jeho části je vyžadován odkaz na zdroj.

7. Kyseliny. Sůl. Vztah mezi třídami anorganických látek

7.1. Kyseliny

Kyseliny jsou elektrolyty, při jejichž disociaci vznikají pouze vodíkové kationty H + jako kladně nabité ionty (přesněji hydroniové ionty H 3 O +).

Jiná definice: kyseliny jsou komplexní látky skládající se z atomu vodíku a zbytků kyselin (tab. 7.1).

Tabulka 7.1

Vzorce a názvy některých kyselin, zbytků kyselin a solí

Za normálních podmínek mohou být kyseliny pevné (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) a kapaliny (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Tyto kyseliny mohou existovat jak samostatně (100% forma), tak ve formě zředěných a koncentrovaných roztoků. Například H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4, CH 3 COOH jsou známy jak jednotlivě, tak v roztocích.

Řada kyselin je známa pouze v roztocích. Jsou to všechny halogenovodíky (HCl, HBr, HI), sirovodík H 2 S, kyanovodík (kyanovodíková HCN), uhličitá H 2 CO 3, siřičitá H 2 SO 3 kyselina, což jsou roztoky plynů ve vodě. Například kyselina chlorovodíková je směs HCl a H 2 O, kyselina uhličitá je směs CO 2 a H 2 O. Je zřejmé, že použití výrazu „roztok kyseliny chlorovodíkové“ je nesprávné.

Většina kyselin je rozpustná ve vodě kyselina křemičitá H 2 SiO 3 je nerozpustná. Naprostá většina kyselin má molekulární strukturu. Příklady strukturních vzorců kyselin:

Ve většině molekul kyseliny obsahující kyslík jsou všechny atomy vodíku vázány na kyslík. Ale existují výjimky:

Kyseliny jsou klasifikovány podle řady charakteristik (tabulka 7.2).

Tabulka 7.2

Klasifikace kyselin

Všechny obecné chemické vlastnosti kyselin jsou způsobeny přítomností přebytečných vodíkových kationtů H + (H 3 O +) v jejich vodných roztocích.

1. Vodní roztoky kyselin vlivem přebytku iontů H + mění barvu lakmusové fialové a methyloranže na červenou (fenolftalein nemění barvu a zůstává bezbarvý). Ve vodném roztoku slabé kyseliny uhličité není lakmus červený, ale růžový roztok nad sraženinou velmi slabé kyseliny křemičité vůbec nemění barvu indikátorů.

2. Kyseliny interagují se zásaditými oxidy, zásadami a amfoterními hydroxidy, hydrátem amoniaku (viz kapitola 6).

Příklad 7.1.

K provedení transformace BaO → BaSO 4 můžete použít: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO 3.

Řešení. Transformaci lze provést pomocí H2SO4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO3 = BaSO4

Na 2 SO 4 nereaguje s BaO a při reakci BaO s SO 2 vzniká siřičitan barnatý:

BaO + SO2 = BaSO3

Odpověď: 3).

3. Kyseliny reagují s amoniakem a jeho vodnými roztoky za vzniku amonných solí:

HCl + NH3 = NH4Cl - chlorid amonný;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - síran amonný.

4. Neoxidační kyseliny reagují s kovy umístěnými v řadě aktivit až na vodík za vzniku soli a uvolňování vodíku:

H2SO4 (zředěná) + Fe = FeSO4 + H2

2HCl + Zn = ZnCl2 = H2

Interakce oxidačních kyselin (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) s kovy je velmi specifická a uvažuje se o ní při studiu chemie prvků a jejich sloučenin.

a) ve většině případů, kdy silnější kyselina reaguje se solí slabší kyseliny, vzniká sůl slabé kyseliny a slabé kyseliny, nebo, jak se říká, silnější kyselina vytlačuje slabší. Série klesající síly kyselin vypadá takto:

Příklady probíhajících reakcí:

2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + CO2

H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓

2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2

3H2SO4 + 2K3PO4 = 3K2S04 + 2H3PO4

Neinteragují spolu, například KCl a H 2 SO 4 (zředěný), NaNO 3 a H 2 SO 4 (zředěný), K 2 SO 4 a HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 a H2C03, CH3COOK a H2C03;

b) v některých případech slabší kyselina vytěsňuje silnější ze soli:

CuS04 + H2S = CuS↓ + H2SO4

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

Takové reakce jsou možné, když se sraženiny výsledných solí nerozpustí ve výsledných zředěných silných kyselinách (H 2 SO 4 a HNO 3);

c) v případě tvorby sraženin, které jsou nerozpustné v silných kyselinách, může dojít k reakci mezi silnou kyselinou a solí tvořenou jinou silnou kyselinou:

BaCl2 + H2S04 = BaS04↓ + 2HCl

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Příklad 7.2.

Uveďte řádek obsahující vzorce látek, které reagují s H 2 SO 4 (zředěnou).

1) Zn, A1203, KCI (p-p); 3) NaN03 (p-p), Na2S, NaF 2) Cu(OH)2, K2C03, Ag; 4) Na2S03, Mg, Zn(OH)2.

Řešení. Všechny látky řady 4 interagují s H2SO4 (zředěný):

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2

Mg + H2S04 = MgS04 + H2

Zn(OH)2 + H2S04 = ZnS04 + 2H20

V řadě 1) není reakce s KCl (p-p) proveditelná, v řadě 2) - s Ag, v řadě 3) - s NaNO 3 (p-p).

Odpověď: 4).

6. Koncentrovaná kyselina sírová se při reakcích se solemi chová velmi specificky. Jedná se o netěkavou a tepelně stabilní kyselinu, proto vytěsňuje všechny silné kyseliny z pevných (!) solí, protože jsou těkavější než H2SO4 (conc):

KCl (tv) + H2SO4 (konc.) KHS04 + HCl

2KCl (s) + H2SO4 (konc) K2S04 + 2HCl

Soli tvořené silnými kyselinami (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagují pouze s koncentrovanou kyselinou sírovou a pouze v pevném stavu

Příklad 7.3.

Koncentrovaná kyselina sírová na rozdíl od zředěné reaguje:

BaO + SO2 = BaSO3

3) KNO 3 (tv);

Řešení. Obě kyseliny reagují s KF, Na 2 CO 3 a Na 3 PO 4 a pouze H 2 SO 4 (konc.) reaguje s KNO 3 (pevná látka). Způsoby výroby kyselin jsou velmi rozmanité.

• rozpuštěním příslušných plynů ve vodě:

HCl (g) + H20 (l) → HCl (p-p)

H2S (g) + H20 (l) → H2S (roztok)

• ze solí vytěsněním silnějšími nebo méně těkavými kyselinami:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

KCl (tv) + H2S04 (konc) = KHS04 + HCl

Na2S03 + H2SO4 Na2S04 + H2S03

Kyslík obsahující kyseliny Způsoby výroby kyselin jsou velmi rozmanité.

• rozpuštěním příslušných kyselých oxidů ve vodě, přičemž stupeň oxidace kyselinotvorného prvku v oxidu a kyselině zůstává stejný (s výjimkou NO 2):

N205 + H20 = 2HN03

S03 + H20 = H2S04

P205 + 3H202H3P04

• oxidace nekovů oxidačními kyselinami:

S + 6HN03 (konc) = H2S04 + 6N02 + 2H20

• vytěsněním silné kyseliny ze soli jiné silné kyseliny (pokud se vysráží sraženina nerozpustná ve výsledných kyselinách):

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (zředěný) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• vytěsněním těkavé kyseliny z jejích solí méně těkavou kyselinou.

K tomuto účelu se nejčastěji používá netěkavá, tepelně stabilní koncentrovaná kyselina sírová:

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

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

• vytěsnění slabší kyseliny z jejích solí kyselinou silnější:

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

NaN02 + HCl = NaCl + HNO2

K2SiO3 + 2HBr = 2KBr + H2SiO3 ↓

Složité látky skládající se z atomů vodíku a kyselého zbytku se nazývají minerální nebo anorganické kyseliny. Kyselým zbytkem jsou oxidy a nekovy kombinované s vodíkem. Hlavní vlastností kyselin je schopnost tvořit soli.

Klasifikace

Základní vzorec minerálních kyselin je Hn Ac, kde Ac je zbytek kyseliny. V závislosti na složení zbytku kyseliny se rozlišují dva typy kyselin:

• kyslík obsahující kyslík;
• bez kyslíku, skládající se pouze z vodíku a nekovu.

Hlavní seznam anorganických kyselin podle typu je uveden v tabulce.

Kromě toho jsou kyseliny podle svých vlastností klasifikovány podle následujících kritérií:

• rozpustnost: rozpustný (HN03, HCl) a nerozpustný (H2Si03);
• volatilita: těkavý (H2S, HCl) a netěkavý (H2S04, H3P04);
• stupeň disociace: silný (HNO 3) a slabý (H 2 CO 3).

Rýže. 1. Schéma klasifikace kyselin.

K označení minerálních kyselin se používají tradiční a triviální názvy. Tradiční názvy odpovídají názvu prvku, který tvoří kyselinu s přidáním morfémů -naya, -ovaya, stejně jako -istaya, -novataya, -novataya pro označení stupně oxidace.

Příjem

Hlavní způsoby výroby kyselin jsou uvedeny v tabulce.

Vlastnosti

Většina kyselin jsou tekutiny s kyselou chutí. Wolfram, chrom, boritá a několik dalších kyselin jsou za normálních podmínek v pevném stavu. Některé kyseliny (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) existují pouze ve formě vodného roztoku a řadí se mezi slabé kyseliny.

Rýže. 2. Kyselina chromová.

Kyseliny jsou účinné látky, které reagují:

• s kovy:

  Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;

• s oxidy:

  CaO + 2HCl = CaCl2 + H20;

• se základnou:

  H2S04 + 2KOH = K2S04 + 2H20;

• se solemi:

  Na2C03 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H20.

Všechny reakce jsou doprovázeny tvorbou solí.

Je možná kvalitativní reakce se změnou barvy indikátoru:

• lakmus zčervená;
• methylová oranž - až růžová;
• fenolftalein se nemění.

Rýže. 3. Barvy indikátorů při reakci kyseliny.

Chemické vlastnosti minerálních kyselin jsou určeny jejich schopností disociovat ve vodě za vzniku vodíkových kationtů a aniontů vodíkových zbytků. Kyseliny, které nevratně reagují s vodou (úplně disociují), se nazývají silné. Patří mezi ně chlór, dusík, síra a chlorovodík.

co jsme se naučili?

Anorganické kyseliny jsou tvořeny vodíkem a zbytkem kyseliny, což je atom nekovu nebo oxid. Podle povahy zbytku kyseliny se kyseliny dělí na bezkyslíkaté a kyslíkaté. Všechny kyseliny mají kyselou chuť a jsou schopné disociovat ve vodném prostředí (rozkládat se na kationty a anionty). Kyseliny se získávají z jednoduchých látek, oxidů a solí. Při interakci s kovy, oxidy, zásadami a solemi tvoří kyseliny soli.

Test na dané téma

Vyhodnocení zprávy

Průměrné hodnocení: 4.4. Celkem obdržených hodnocení: 120.