Chemické vlastnosti silných kyselín. Najdôležitejšie triedy anorganických látok

Kyseliny sú komplexné látky, ktorých molekuly zahŕňajú atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené alebo zamenené za atómy kovu a kyslý zvyšok.

Na základe prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule sa kyseliny delia na obsahujúce kyslík(H 2 SO 4 kyselina sírová, H 2 SO 3 kyselina sírová, HNO 3 kyselina dusičná, H 3 PO 4 kyselina fosforečná, H 2 CO 3 kyselina uhličitá, H 2 SiO 3 kyselina kremičitá) a bez kyslíka(HF kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková HCl (kyselina chlorovodíková), kyselina bromovodíková HBr, kyselina jodovodíková HI, kyselina hydrosulfidová H2S).

V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny sú kyseliny jednosýtne (s 1 atómom H), dvojsýtne (s 2 atómami H) a trojsýtne (s 3 atómami H). Napríklad kyselina dusičná HNO 3 je jednosýtna, pretože jej molekula obsahuje jeden atóm vodíka, kyselinu sírovú H 2 SO 4 – dibázické atď.

Existuje len veľmi málo anorganických zlúčenín obsahujúcich štyri atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené kovom.

Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva zvyšok kyseliny.

Kyslé zvyšky môžu pozostávať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I) - sú to jednoduché kyslé zvyšky, alebo môžu pozostávať zo skupiny atómov (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - ide o komplexné zvyšky.

Vo vodných roztokoch sa počas výmenných a substitučných reakcií nezničia kyslé zvyšky:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

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

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

Kyseliny dostali svoj názov podľa názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorného činidla) s pridaním koncoviek „naya“ a menej často „vaya“: H 2 SO 4 - sírová; H 2 SO 3 – uhlie; H 2 SiO 3 – kremík a pod.

Prvok môže tvoriť niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade uvedené koncovky v názvoch kyselín budú vtedy, keď prvok vykazuje vyššiu mocnosť (molekula kyseliny obsahuje vysoký obsah atómov kyslíka). Ak prvok vykazuje nižšiu mocnosť, koncovka v názve kyseliny bude „prázdna“: HNO 3 - dusičná, HNO 2 - dusíkatá.

Kyseliny možno získať rozpustením anhydridov vo vode. Ak sú anhydridy nerozpustné vo vode, kyselinu je možné získať pôsobením inej silnejšej kyseliny na soľ požadovanej kyseliny. Táto metóda je typická pre kyslíkové aj bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkové kyseliny sa tiež získavajú priamou syntézou z vodíka a nekovu, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode:

H2 + Cl2 -> 2 HCl;

H2 + S → H2S.

Roztoky vzniknutých plynných látok HCl a H 2 S sú kyseliny.

Za normálnych podmienok existujú kyseliny v kvapalnom aj tuhom stave.

Chemické vlastnosti kyselín

Kyslé roztoky pôsobia na indikátory. Všetky kyseliny (okrem kyseliny kremičitej) sú vysoko rozpustné vo vode. Špeciálne látky - indikátory umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.

Indikátory sú látky komplexnej štruktúry. Menia farbu v závislosti od ich interakcie s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych roztokoch majú jednu farbu, v roztokoch báz majú inú farbu. Pri interakcii s kyselinou menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby sa zmení na červenú a indikátor lakmusu sa tiež zmení na červenú.

Interakcia so základňami s tvorbou vody a soli, ktorá obsahuje nezmenený zvyšok kyseliny (neutralizačná reakcia):

H2S04 + Ca(OH)2 → CaS04 + 2 H20.

Interakcia so zásaditými oxidmi s tvorbou vody a soli (neutralizačná reakcia). Soľ obsahuje kyslý zvyšok kyseliny, ktorá bola použitá pri neutralizačnej reakcii:

H3P04 + Fe203 → 2 FeP04 + 3 H20.

Interakcia s kovmi. Aby kyseliny interagovali s kovmi, musia byť splnené určité podmienky:

1. kov musí byť dostatočne aktívny vzhľadom na kyseliny (v rade aktivity kovov sa musí nachádzať pred vodíkom). Čím ďalej vľavo je kov v sérii aktivít, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;

2. kyselina musí byť dostatočne silná (t. j. schopná darovať vodíkové ióny H +).

Keď dôjde k chemickým reakciám kyseliny s kovmi, tvorí sa soľ a uvoľňuje sa vodík (okrem interakcie kovov s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):

Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;

Cu + 4HN03 → CuN03 + 2 N02 + 2 H20.

Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o kyselinách?
Ak chcete získať pomoc od tútora -.
Prvá lekcia je zadarmo!

blog.site, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na pôvodný zdroj.

Sú to látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku vodíkových iónov.

Kyseliny sú klasifikované podľa ich sily, podľa ich zásaditosti a podľa prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v kyseline.

Siloukyseliny sa delia na silné a slabé. Najdôležitejšie silné kyseliny sú dusičná HNO 3, sírová H2SO4 a chlorovodíková HCl.

Podľa prítomnosti kyslíka rozlišovať medzi kyselinami obsahujúcimi kyslík ( HNO3, H3PO4 atď.) a bezkyslíkatých kyselín ( HCl, H2S, HCN atď.).

Podľa zásaditosti, t.j. Podľa počtu atómov vodíka v molekule kyseliny, ktoré môžu byť nahradené atómami kovu za vzniku soli, sa kyseliny delia na jednosýtne (napr. HNO 3, HCl), dvojsýtne (H 2 S, H 2 SO 4), trojsýtne (H 3 PO 4) atď.

Názvy bezkyslíkatých kyselín sú odvodené od názvu nekovu s pridaním koncovky -vodík: HCl - kyselina chlorovodíková, H2S e - kyselina hydroselenová, HCN - kyselina kyanovodíková.

Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú tiež tvorené z ruského názvu zodpovedajúceho prvku pridaním slova „kyselina“. V tomto prípade názov kyseliny, v ktorej je prvok v najvyššom oxidačnom stave, končí napríklad na „naya“ alebo „ova“, H2SO4 - kyselina sírová, HCl04 - kyselina chloristá, H3As04 - kyselina arzénová. So znížením stupňa oxidácie kyselinotvorného prvku sa koncovky menia v nasledujúcom poradí: „vajcovité“ ( HCl03 - kyselina chloristá), „tuhá“ ( HCl02 - kyselina chlórna, „vajcovité“ ( H O Cl - kyselina chlórna). Ak prvok tvorí kyseliny, pričom je iba v dvoch oxidačných stavoch, potom názov kyseliny zodpovedajúcej najnižšiemu oxidačnému stavu prvku dostane koncovku „iste“ ( HNO3 - Kyselina dusičná, HNO2 - kyselina dusitá).

Tabuľka - Najdôležitejšie kyseliny a ich soli

Získavanie kyselín

1. Bezkyslíkaté kyseliny možno získať priamou kombináciou nekovov s vodíkom:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S H2S.

2. Kyslík obsahujúce kyseliny možno často získať priamou kombináciou kyslých oxidov s vodou:

S03 + H20 = H2S04,

CO2 + H20 = H2C03,

P205 + H20 = 2 HPO3.

3. Kyslíky neobsahujúce aj kyslík obsahujúce kyseliny možno získať výmennými reakciami medzi soľami a inými kyselinami:

BaBr2 + H2S04 = BaS04 + 2HBr,

CuS04 + H2S = H2S04 + CuS,

CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20.

4. V niektorých prípadoch možno použiť redoxné reakcie na výrobu kyselín:

H202 + S02 = H2S04,

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

Chemické vlastnosti kyselín

1. Najcharakteristickejšou chemickou vlastnosťou kyselín je ich schopnosť reagovať so zásadami (ako aj so zásaditými a amfotérnymi oxidmi) za vzniku solí, napr.

H2S04 + 2NaOH = Na2S04 + 2H20,

2HN03 + FeO = Fe(N03)2 + H20,

2 HCl + ZnO = ZnCl2 + H20.

2. Schopnosť interakcie s niektorými kovmi v napäťových sériách až po vodík, s uvoľňovaním vodíka:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,

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

3. So soľami, ak sa vytvorí slabo rozpustná soľ alebo prchavá látka:

H2S04 + BaCl2 = BaS04 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02,

2KHC03 + H2S04 = K2S04 + 2S02+ 2H20.

Všimnite si, že viacsýtne kyseliny disociujú postupne a ľahkosť disociácie sa v každom kroku znižuje, preto sa pri viacsýtnych kyselinách namiesto stredných solí často vytvárajú kyslé soli (v prípade nadbytku reagujúcej kyseliny):

Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S,

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20.

4. Špeciálnym prípadom acidobázickej interakcie je reakcia kyselín s indikátormi, vedúca k zmene farby, ktorá sa už dlho používa na kvalitatívnu detekciu kyselín v roztokoch. Takže lakmus mení farbu v kyslom prostredí na červenú.

5. Kyseliny obsahujúce kyslík sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid a vodu (najlepšie v prítomnosti prostriedku odstraňujúceho vodu P205):

H2S04 = H20 + SO3,

H2Si03 = H20 + Si02.

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina

Kyseliny sú komplexné látky, ktorých molekuly zahŕňajú atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené alebo zamenené za atómy kovu a kyslý zvyšok.

Na základe prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule sa kyseliny delia na obsahujúce kyslík(H 2 SO 4 kyselina sírová, H 2 SO 3 kyselina sírová, HNO 3 kyselina dusičná, H 3 PO 4 kyselina fosforečná, H 2 CO 3 kyselina uhličitá, H 2 SiO 3 kyselina kremičitá) a bez kyslíka(HF kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková HCl (kyselina chlorovodíková), kyselina bromovodíková HBr, kyselina jodovodíková HI, kyselina hydrosulfidová H2S).

V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny sú kyseliny jednosýtne (s 1 atómom H), dvojsýtne (s 2 atómami H) a trojsýtne (s 3 atómami H). Napríklad kyselina dusičná HNO 3 je jednosýtna, pretože jej molekula obsahuje jeden atóm vodíka, kyselinu sírovú H 2 SO 4 – dibázické atď.

Existuje len veľmi málo anorganických zlúčenín obsahujúcich štyri atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené kovom.

Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva zvyšok kyseliny.

Kyslé zvyšky môžu pozostávať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I) - sú to jednoduché kyslé zvyšky, alebo môžu pozostávať zo skupiny atómov (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - ide o komplexné zvyšky.

Vo vodných roztokoch sa počas výmenných a substitučných reakcií nezničia kyslé zvyšky:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

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

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

Kyseliny dostali svoj názov podľa názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorného činidla) s pridaním koncoviek „naya“ a menej často „vaya“: H 2 SO 4 - sírová; H 2 SO 3 – uhlie; H 2 SiO 3 – kremík a pod.

Prvok môže tvoriť niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade uvedené koncovky v názvoch kyselín budú vtedy, keď prvok vykazuje vyššiu mocnosť (molekula kyseliny obsahuje vysoký obsah atómov kyslíka). Ak prvok vykazuje nižšiu mocnosť, koncovka v názve kyseliny bude „prázdna“: HNO 3 - dusičná, HNO 2 - dusíkatá.

Kyseliny možno získať rozpustením anhydridov vo vode. Ak sú anhydridy nerozpustné vo vode, kyselinu je možné získať pôsobením inej silnejšej kyseliny na soľ požadovanej kyseliny. Táto metóda je typická pre kyslíkové aj bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkové kyseliny sa tiež získavajú priamou syntézou z vodíka a nekovu, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode:

H2 + Cl2 -> 2 HCl;

H2 + S → H2S.

Roztoky vzniknutých plynných látok HCl a H 2 S sú kyseliny.

Za normálnych podmienok existujú kyseliny v kvapalnom aj tuhom stave.

Chemické vlastnosti kyselín

Kyslé roztoky pôsobia na indikátory. Všetky kyseliny (okrem kyseliny kremičitej) sú vysoko rozpustné vo vode. Špeciálne látky - indikátory umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.

Indikátory sú látky komplexnej štruktúry. Menia farbu v závislosti od ich interakcie s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych roztokoch majú jednu farbu, v roztokoch báz majú inú farbu. Pri interakcii s kyselinou menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby sa zmení na červenú a indikátor lakmusu sa tiež zmení na červenú.

Interakcia so základňami s tvorbou vody a soli, ktorá obsahuje nezmenený zvyšok kyseliny (neutralizačná reakcia):

H2S04 + Ca(OH)2 → CaS04 + 2 H20.

Interakcia so zásaditými oxidmi s tvorbou vody a soli (neutralizačná reakcia). Soľ obsahuje kyslý zvyšok kyseliny, ktorá bola použitá pri neutralizačnej reakcii:

H3P04 + Fe203 → 2 FeP04 + 3 H20.

Interakcia s kovmi. Aby kyseliny interagovali s kovmi, musia byť splnené určité podmienky:

1. kov musí byť dostatočne aktívny vzhľadom na kyseliny (v rade aktivity kovov sa musí nachádzať pred vodíkom). Čím ďalej vľavo je kov v sérii aktivít, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;

2. kyselina musí byť dostatočne silná (t. j. schopná darovať vodíkové ióny H +).

Keď dôjde k chemickým reakciám kyseliny s kovmi, tvorí sa soľ a uvoľňuje sa vodík (okrem interakcie kovov s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):

Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;

Cu + 4HN03 → CuN03 + 2 N02 + 2 H20.

Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o kyselinách?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!

webová stránka, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti sa vyžaduje odkaz na pôvodný zdroj.

7. Kyseliny. Soľ. Vzťah medzi triedami anorganických látok

7.1. Kyseliny

Kyseliny sú elektrolyty, pri ktorých disociácii vznikajú iba vodíkové katióny H + ako kladne nabité ióny (presnejšie hydróniové ióny H 3 O +).

Iná definícia: kyseliny sú komplexné látky pozostávajúce z atómu vodíka a zvyškov kyselín (tabuľka 7.1).

Tabuľka 7.1

Vzorce a názvy niektorých kyselín, zvyškov kyselín a solí

Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) a kvapaliny (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Tieto kyseliny môžu existovať ako jednotlivo (100% forma), tak aj vo forme zriedených a koncentrovaných roztokov. Napríklad H2SO4, HN03, H3P04, CH3COOH sú známe jednotlivo aj v roztokoch.

Mnohé kyseliny sú známe len v roztokoch. Sú to všetky halogenovodíky (HCl, HBr, HI), sírovodík H 2 S, kyanovodík (kyanovodíková HCN), uhličitá H 2 CO 3, kyselina sírová H 2 SO 3, čo sú roztoky plynov vo vode. Napríklad kyselina chlorovodíková je zmes HCl a H 2 O, kyselina uhličitá je zmes CO 2 a H 2 O. Je zrejmé, že použitie výrazu „roztok kyseliny chlorovodíkovej“ je nesprávne.

Väčšina kyselín je rozpustná vo vode kyselina kremičitá H 2 SiO 3 je nerozpustná. Prevažná väčšina kyselín má molekulárnu štruktúru. Príklady štruktúrnych vzorcov kyselín:

Vo väčšine molekúl kyseliny obsahujúcich kyslík sú všetky atómy vodíka viazané na kyslík. Ale existujú výnimky:

Kyseliny sa klasifikujú podľa viacerých charakteristík (tabuľka 7.2).

Tabuľka 7.2

Klasifikácia kyselín

Všetky všeobecné chemické vlastnosti kyselín sú spôsobené prítomnosťou nadbytočných vodíkových katiónov H + (H 3 O +) v ich vodných roztokoch.

1. Vodné roztoky kyselín vplyvom nadbytku iónov H + menia farbu lakmusovej fialovej a metyloranžovej na červenú (fenolftaleín nemení farbu a zostáva bezfarebný). Vo vodnom roztoku slabej kyseliny uhličitej nie je lakmus červený, ale roztok nad zrazeninou veľmi slabej kyseliny kremičitej vôbec nemení farbu indikátorov.

2. Kyseliny interagujú so zásaditými oxidmi, zásadami a amfotérnymi hydroxidmi, hydrátom amoniaku (pozri kapitolu 6).

Príklad 7.1. Na uskutočnenie transformácie BaO → BaSO 4 môžete použiť: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO 3.

Riešenie. Transformácia sa môže uskutočniť pomocou H2S04:

BaO + H2S04 = BaS04 ↓ + H20

BaO + SO3 = BaSO4

Na2S04 nereaguje s BaO a pri reakcii BaO s SO2 vzniká siričitan bárnatý:

BaO + SO2 = BaS03

Odpoveď: 3).

3. Kyseliny reagujú s amoniakom a jeho vodnými roztokmi za vzniku amónnych solí:

HCl + NH3 = NH4CI - chlorid amónny;

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

4. Neoxidačné kyseliny reagujú s kovmi nachádzajúcimi sa v rade aktivít až po vodík za vzniku soli a uvoľňovania vodíka:

H2S04 (zriedená) + Fe = FeS04 + H2

2HCl + Zn = ZnCl2 = H2

Interakcia oxidačných kyselín (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) s kovmi je veľmi špecifická a zvažuje sa pri štúdiu chémie prvkov a ich zlúčenín.

5. Kyseliny interagujú so soľami. Reakcia má niekoľko funkcií:

a) vo väčšine prípadov, keď silnejšia kyselina reaguje so soľou slabšej kyseliny, vzniká soľ slabej kyseliny a slabej kyseliny, alebo, ako sa hovorí, silnejšia kyselina vytláča slabšiu. Séria klesajúcich síl kyselín vyzerá takto:

Príklady reakcií:

2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02

H2CO3 + Na2Si03 = Na2C03 + H2Si03 ↓

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

3H2S04 + 2K3PO4 = 3K2S04 + 2H3PO4

Neinteragujú medzi sebou, napríklad KCl a H 2 SO 4 (zriedený), NaNO 3 a H 2 SO 4 (zriedený), K 2 SO 4 a HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 a H2C03, CH3COOK a H2C03;

b) v niektorých prípadoch slabšia kyselina vytláča silnejšiu zo soli:

CuS04 + H2S = CuS↓ + H2S04

3AgN03 (zriedený) + H3P04 = Ag3P04↓ + 3HNO3.

Takéto reakcie sú možné, keď sa zrazeniny výsledných solí nerozpustia vo výsledných zriedených silných kyselinách (H2SO4 a HNO3);

c) v prípade tvorby zrazenín, ktoré sú nerozpustné v silných kyselinách, môže dôjsť k reakcii medzi silnou kyselinou a soľou tvorenou inou silnou kyselinou:

BaCl2 + H2S04 = BaS04↓ + 2HCl

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

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

Príklad 7.2. Uveďte riadok obsahujúci vzorce látok, ktoré reagujú s H 2 SO 4 (zriedená).

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

Riešenie. Všetky látky v riadku 4 interagujú s H2SO4 (zriedené):

Na2S03 + H2S04 = Na2S04 + H20 + SO2

Mg + H2S04 = MgS04 + H2

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

V riadku 1) nie je možná reakcia s KCl (p-p), v riadku 2) - s Ag, v riadku 3) - s NaNO 3 (p-p).

Odpoveď: 4).

6. Koncentrovaná kyselina sírová sa pri reakciách so soľami správa veľmi špecificky. Je to neprchavá a tepelne stabilná kyselina, preto vytláča všetky silné kyseliny z pevných (!) solí, pretože sú prchavejšie ako H2SO4 (conc):

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

2KCl (s) + H2S04 (konc) K2S04 + 2HCl

Soli tvorené silnými kyselinami (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagujú len s koncentrovanou kyselinou sírovou a len v pevnom stave

Príklad 7.3. Koncentrovaná kyselina sírová, na rozdiel od zriedenej, reaguje:

3) KNO 3 (tv);

Riešenie. Obe kyseliny reagujú s KF, Na 2 CO 3 a Na 3 P04 a iba H 2 SO 4 (konc.) reaguje s KNO 3 (tuhá látka).

Odpoveď: 3).

Spôsoby výroby kyselín sú veľmi rozmanité.

Anoxické kyseliny prijať:

• rozpustením príslušných plynov vo vode:

HCl (g) + H20 (l) → HCl (p-p)

H2S (g) + H20 (1) → H2S (roztok)

• zo solí vytesnením silnejšími alebo menej prchavými kyselinami:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

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

Na2S03 + H2S04 Na2S04 + H2S03

Kyslík obsahujúce kyseliny prijať:

• rozpustením príslušných kyslých oxidov vo vode, pričom stupeň oxidácie kyselinotvorného prvku v oxide a kyseline zostáva rovnaký (s výnimkou NO 2):

N205 + H20 = 2HN03

S03 + H20 = H2S04

P205 + 3H202H3P04

• oxidácia nekovov oxidačnými kyselinami:

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

• vytesnením silnej kyseliny zo soli inej silnej kyseliny (ak sa vyzráža zrazenina nerozpustná vo výsledných kyselinách):

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

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

• vytesnením prchavej kyseliny z jej solí menej prchavou kyselinou.

Na tento účel sa najčastejšie používa neprchavá, tepelne stabilná koncentrovaná kyselina sírová:

NaN03 (tv) + H2SO4 (konc.) NaHS04 + HNO3

KClO4 (tv) + H2SO4 (konc.) KHS04 + HClO4

• vytesnenie slabšej kyseliny z jej solí silnejšou kyselinou:

Ca3(P04)2 + 3H2S04 = 3CaS04↓ + 2H3P04

NaN02 + HCl = NaCl + HN02

K2Si03 + 2HBr = 2KBr + H2Si03 ↓

Komplexné látky pozostávajúce z atómov vodíka a zvyšku kyseliny sa nazývajú minerálne alebo anorganické kyseliny. Kyslý zvyšok sú oxidy a nekovy kombinované s vodíkom. Hlavnou vlastnosťou kyselín je schopnosť tvoriť soli.

Klasifikácia

Základný vzorec minerálnych kyselín je Hn Ac, kde Ac je zvyšok kyseliny. V závislosti od zloženia zvyškov kyseliny sa rozlišujú dva typy kyselín:

• kyslík obsahujúci kyslík;
• bez kyslíka, pozostáva iba z vodíka a nekovu.

Hlavný zoznam anorganických kyselín podľa typu je uvedený v tabuľke.

Okrem toho sú kyseliny podľa svojich vlastností klasifikované podľa nasledujúcich kritérií:

• rozpustnosť: rozpustný (HN03, HCl) a nerozpustný (H2Si03);
• volatilita: prchavé (H2S, HCl) a neprchavé (H2S04, H3P04);
• stupeň disociácie: silný (HNO 3) a slabý (H 2 CO 3).

Ryža. 1. Schéma klasifikácie kyselín.

Na označenie minerálnych kyselín sa používajú tradičné a triviálne názvy. Tradičné názvy zodpovedajú názvu prvku, ktorý tvorí kyselinu s pridaním morfém -naya, -ovaya, ako aj -istaya, -novataya, -novataya na označenie stupňa oxidácie.

Potvrdenie

Hlavné spôsoby výroby kyselín sú uvedené v tabuľke.

Vlastnosti

Väčšina kyselín sú tekutiny s kyslou chuťou. Volfrámová, chrómová, boritá a niekoľko ďalších kyselín je za normálnych podmienok v pevnom stave. Niektoré kyseliny (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) existujú iba vo forme vodného roztoku a sú klasifikované ako slabé kyseliny.

Ryža. 2. Kyselina chrómová.

Kyseliny sú účinné látky, ktoré reagujú:

• s kovmi:

  Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;

• s oxidmi:

  CaO + 2HCl = CaCl2 + H20;

• so základňou:

  H2S04 + 2KOH = K2S04 + 2H20;

• so soľami:

  Na2C03 + 2HCl = 2NaCl + C02 + H20.

Všetky reakcie sú sprevádzané tvorbou solí.

Je možná kvalitatívna reakcia so zmenou farby indikátora:

• lakmus sa zmení na červenú;
• metyl oranžová - až ružová;
• fenolftaleín sa nemení.

Ryža. 3. Farby indikátorov pri reakcii kyseliny.

Chemické vlastnosti minerálnych kyselín sú určené ich schopnosťou disociovať sa vo vode za vzniku vodíkových katiónov a aniónov vodíkových zvyškov. Kyseliny, ktoré nevratne reagujú s vodou (úplne disociujú), sa nazývajú silné. Patria sem chlór, dusík, síra a chlorovodík.

Čo sme sa naučili?

Anorganické kyseliny sú tvorené vodíkom a kyslým zvyškom, ktorým je atóm nekovu alebo oxid. V závislosti od charakteru zvyšku kyseliny sa kyseliny delia na bezkyslíkaté a kyslíkaté. Všetky kyseliny majú kyslú chuť a sú schopné disociovať vo vodnom prostredí (rozkladať sa na katióny a anióny). Kyseliny sa získavajú z jednoduchých látok, oxidov a solí. Pri interakcii s kovmi, oxidmi, zásadami a soľami tvoria kyseliny soli.

Test na danú tému

Vyhodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet získaných hodnotení: 120.