Име на формулата за дефиниция на киселина и химични свойства. Примери за решаване на проблеми. Определяне на валентността на киселинния остатък

Наименования на някои неорганични киселини и соли

Киселинни формули	Имена на киселини	Имена на съответните соли
HClO 4	хлорид	перхлорати
HClO 3	хлор	хлорати
HClO 2	хлорид	хлорити
HClO	хипохлорен	хипохлорити
H5IO6	йод	периодати
HIO 3	йод	йодати
H2SO4	сярна	сулфати
H2SO3	сяра	сулфити
H2S2O3	тиосярна	тиосулфати
H2S4O6	тетратионов	тетратионати
Н НЕ 3	азотен	нитрати
Н НЕ 2	азотен	нитрити
H3PO4	ортофосфорен	ортофосфати
HPO3	метафосфорен	метафосфати
H3PO3	фосфорни	фосфити
H3PO2	фосфорни	хипофосфити
H2CO3	въглища	карбонати
H2SiO3	силиций	силикати
HMnO 4	манган	перманганати
H2MnO4	манган	манганати
H2CrO4	хром	хромати
H2Cr2O7	дихром	дихромати
HF	флуороводородна (флуороводородна)	флуориди
НС1	солна (солна)	хлориди
HBr	бромоводородна	бромиди
здрасти	йодоводородна	йодиди
H 2 S	водороден сулфид	сулфиди
HCN	циановодородна	цианиди
HOCN	цианично	цианати

Нека накратко ви напомня с конкретни примери как правилно трябва да се наименуват солите.

Пример 1. Солта K 2 SO 4 се образува от останалата част от сярна киселина (SO 4) и метал K. Солите на сярната киселина се наричат ​​сулфати. K 2 SO 4 - калиев сулфат.

Пример 2. FeCl 3 - съставът на солта включва желязо и останалата солна киселина (Cl). Име на солта: железен (III) хлорид. Моля, обърнете внимание: в този случай не само трябва да назовем метала, но и да посочим неговата валентност (III). В предишния пример това не беше необходимо, тъй като валентността на натрия е постоянна.

Важно: в името на солта трябва да се посочи валентността на метала само ако този метал има променлива валентност!

Пример 3. Ba (ClO) 2 - съставът на солта включва барий и остатъка от хипохлорна киселина (ClO). Име на солта: бариев хипохлорит. Валентността на метала Ba във всички негови съединения е две, не е необходимо да се посочва.

Пример 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Групата NH4 се нарича амоний, валентността на тази група е постоянна. Име на солта: амониев дихромат (бихромат).

В горните примери срещнахме само т.нар. средни или нормални соли. Тук няма да се разглеждат киселинни, основни, двойни и комплексни соли, соли на органични киселини.

Киселините могат да бъдат класифицирани според различни критерии:

1) Наличието на кислородни атоми в киселината

2) Киселинна основност

Основността на киселината е броят на "мобилните" водородни атоми в нейната молекула, способни да се отделят от киселинната молекула под формата на водородни катиони H + по време на дисоциация и също да бъдат заменени с метални атоми:

4) Разтворимост

5) Устойчивост

7) Оксидиращи свойства

Химични свойства на киселините

1. Способност за дисоциация

Киселините се дисоциират във водни разтвори на водородни катиони и киселинни остатъци. Както вече споменахме, киселините се делят на добре дисоцииращи (силни) и слабо дисоцииращи (слаби). Когато се пише уравнението на дисоциация за силни едноосновни киселини, се използва или една стрелка, сочеща надясно (), или знак за равенство (=), което всъщност показва необратимостта на такава дисоциация. Например уравнението на дисоциация за силна солна киселина може да бъде написано по два начина:

или в тази форма: HCl \u003d H + + Cl -

или в това: HCl → H + + Cl -

Всъщност посоката на стрелката ни казва, че обратният процес на комбиниране на водородни катиони с киселинни остатъци (асоциация) в силни киселини практически не се случва.

В случай, че искаме да напишем уравнението за дисоциацията на слаба едноосновна киселина, трябва да използваме две стрелки вместо знака в уравнението. Този знак отразява обратимостта на дисоциацията на слаби киселини - в техния случай обратният процес на комбиниране на водородни катиони с киселинни остатъци е силно изразен:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Многоосновните киселини се дисоциират на стъпки, т.е. водородните катиони не се отделят от молекулите си едновременно, а на свой ред. Поради тази причина дисоциацията на такива киселини се изразява не с едно, а с няколко уравнения, чийто брой е равен на основността на киселината. Например, дисоциацията на триосновна фосфорна киселина протича в три етапа с последователно отделяне на Н + катиони:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Трябва да се отбележи, че всеки следващ етап на дисоциация протича в по-малка степен от предишния. Тоест, молекулите на H 3 PO 4 се дисоциират по-добре (в по-голяма степен) от H 2 PO 4 — йони, които от своя страна се дисоциират по-добре от HPO 4 2- йони. Това явление е свързано с увеличаване на заряда на киселинните остатъци, в резултат на което силата на връзката между тях и положителните Н + йони се увеличава.

От многоосновните киселини сярната киселина е изключение. Тъй като тази киселина се дисоциира добре и в двата етапа, е допустимо да се напише уравнението на нейната дисоциация в един етап:

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

2. Взаимодействие на киселини с метали

Седмата точка в класификацията на киселините, ние посочихме техните окислителни свойства. Беше отбелязано, че киселините са слаби окислители и силни окислители. По-голямата част от киселините (практически всички, с изключение на H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3) са слаби окислители, тъй като те могат да покажат своята окислителна способност само поради водородни катиони. Такива киселини могат да окисляват от метали само тези, които са в серията активност вляво от водорода, докато солта на съответния метал и водородът се образуват като продукти. Например:

H 2 SO 4 (диф.) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Що се отнася до силните окислителни киселини, т.е. H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3, тогава списъкът на металите, върху които действат, е много по-широк и включва както всички метали до водорода в серията активност, така и почти всичко след това. Тоест, например концентрирана сярна киселина и азотна киселина с всякаква концентрация ще окислят дори такива неактивни метали като мед, живак и сребро. По-подробно взаимодействието на азотна киселина и концентрирана сярна киселина с метали, както и някои други вещества поради тяхната специфика, ще бъдат разгледани отделно в края на тази глава.

3. Взаимодействие на киселини с основни и амфотерни оксиди

Киселините реагират с основни и амфотерни оксиди. Силициевата киселина, тъй като е неразтворима, не реагира с нискоактивни основни оксиди и амфотерни оксиди:

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. Взаимодействие на киселини с основи и амфотерни хидроксиди

HCl + NaOH H2O + NaCl

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

5. Взаимодействие на киселини със соли

Тази реакция протича, ако се образува утайка, газ или значително по-слаба киселина от тази, която реагира. Например:

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. Специфични окислителни свойства на азотната и концентрираната сярна киселини

Както бе споменато по-горе, азотната киселина във всяка концентрация, както и сярната киселина изключително в концентрирано състояние, са много силни окислители. По-специално, за разлика от други киселини, те окисляват не само метали, които са до водород в серията на активност, но и почти всички метали след него (с изключение на платина и злато).

Например, те са в състояние да окисляват мед, сребро и живак. Трябва обаче твърдо да се разбере фактът, че редица метали (Fe, Cr, Al), въпреки факта, че са доста активни (те са до водород), въпреки това не реагират с концентриран HNO 3 и концентриран H 2 SO 4 без нагряване поради феномена на пасивация - на повърхността на такива метали се образува защитен филм от твърди окислителни продукти, който не позволява на молекулите на концентрираната сярна и концентрирана азотна киселина да проникнат дълбоко в метала за реакцията на продължете. Въпреки това, при силно нагряване реакцията продължава.

В случай на взаимодействие с метали необходимите продукти винаги са солта на съответния метал и използваната киселина, както и вода. Винаги се изолира и трети продукт, чиято формула зависи от много фактори, по-специално като активността на металите, както и концентрацията на киселини и температурата на реакциите.

Високата окислителна способност на концентрираната сярна и концентрирана азотна киселина им позволява да реагират не само с почти всички метали от диапазона на активност, но дори и с много твърди неметали, по-специално с фосфор, сяра и въглерод. Таблицата по-долу ясно показва продуктите от взаимодействието на сярна и азотна киселина с метали и неметали, в зависимост от концентрацията:

7. Редуциращи свойства на аноксичните киселини

Всички аноксикиселини (с изключение на HF) могат да проявяват редуциращи свойства поради химичния елемент, който е част от аниона, под действието на различни окислители. Така например всички халогеноводородни киселини (с изключение на HF) се окисляват от манганов диоксид, калиев перманганат, калиев дихромат. В този случай халидните йони се окисляват до свободни халогени:

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

Сред всички халогеноводородни киселини йодоводородна киселина има най-голяма редуцираща активност. За разлика от други халогеноводородни киселини, дори железният оксид и солите могат да го окислят.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Хидросулфидната киселина H 2 S също има висока редуцираща активност.Дори окислител като серен диоксид може да я окисли.

Киселините са такива химични съединения, които са в състояние да дарят електрически зареден водороден йон (катион), а също така да приемат два взаимодействащи електрона, в резултат на което се образува ковалентна връзка.

В тази статия ще разгледаме основните киселини, които се изучават в средните класове на общообразователните училища, а също така ще научим много интересни факти за голямо разнообразие от киселини. Да започваме.

Киселини: видове

В химията има много различни киселини, които имат различни свойства. Химиците разграничават киселините по тяхното съдържание на кислород, летливост, разтворимост във вода, сила, стабилност, принадлежност към органичен или неорганичен клас химични съединения. В тази статия ще разгледаме таблица, която представя най-известните киселини. Таблицата ще ви помогне да запомните името на киселината и нейната химична формула.

Така че всичко се вижда ясно. Тази таблица представя най-известните киселини в химическата промишленост. Таблицата ще ви помогне да запомните имената и формулите много по-бързо.

Сярноводородна киселина

H2S е хидросулфидна киселина. Неговата особеност се състои в това, че той също е газ. Сероводородът е много слабо разтворим във вода и също така взаимодейства с много метали. Сероводородната киселина принадлежи към групата на "слабите киселини", примери за които ще разгледаме в тази статия.

H 2 S има леко сладък вкус и много силна миризма на развалени яйца. В природата може да се намери в природни или вулканични газове, а също така се отделя при гниене на протеини.

Свойствата на киселините са много разнообразни, дори ако киселината е незаменима в индустрията, тя може да бъде много нездравословна за човешкото здраве. Тази киселина е силно токсична за хората. При вдишване на малко количество сероводород човек се събужда с главоболие, започва силно гадене и световъртеж. Ако човек вдиша голямо количество H2S, това може да доведе до конвулсии, кома или дори мигновена смърт.

Сярна киселина

H 2 SO 4 е силна сярна киселина, с която децата се запознават в часовете по химия още в 8 клас. Химическите киселини като сярната са много силни окислители. H 2 SO 4 действа като окислител на много метали, както и на основни оксиди.

H 2 SO 4 причинява химически изгаряния при контакт с кожата или дрехите, но не е толкова токсичен, колкото сероводорода.

Азотна киселина

Силните киселини са много важни в нашия свят. Примери за такива киселини: HCl, H2SO4, HBr, HNO3. HNO 3 е добре познатата азотна киселина. Намира широко приложение както в промишлеността, така и в селското стопанство. Използва се за производството на различни торове, в бижутерията, във фотографския печат, в производството на лекарства и багрила, както и във военната индустрия.

Химическите киселини като азотната киселина са много вредни за тялото. Парите на HNO 3 оставят язви, предизвикват остро възпаление и дразнене на дихателните пътища.

Азотиста киселина

Азотната киселина често се бърка с азотната киселина, но има разлика между тях. Факт е, че той е много по-слаб от азота, има напълно различни свойства и ефекти върху човешкото тяло.

HNO 2 намери широко приложение в химическата промишленост.

Флуороводородна киселина

Флуороводородна киселина (или флуороводород) е разтвор на H 2 O с HF. Формулата на киселината е HF. Флуороводородната киселина се използва много активно в алуминиевата промишленост. Разтваря силикати, ецва силиций, силикатно стъкло.

Флуороводородът е много вреден за човешкия организъм, в зависимост от концентрацията му може да бъде лек наркотик. При контакт с кожата в началото няма промени, но след няколко минути може да се появи остра болка и химическо изгаряне. Флуороводородната киселина е много вредна за околната среда.

Солна киселина

HCl е хлороводород и е силна киселина. Хлороводородът запазва свойствата на киселините, принадлежащи към групата на силните киселини. На външен вид киселината е прозрачна и безцветна, но дими на въздух. Хлороводородът се използва широко в металургичната и хранително-вкусовата промишленост.

Тази киселина причинява химически изгаряния, но е особено опасно, ако попадне в очите.

Фосфорна киселина

Фосфорната киселина (H 3 PO 4) е слаба киселина по своите свойства. Но дори слабите киселини могат да имат свойствата на силни. Например H 3 PO 4 се използва в промишлеността за възстановяване на желязо от ръжда. В допълнение, фосфорната (или фосфорната) киселина се използва широко в селското стопанство - от нея се правят голямо разнообразие от торове.

Свойствата на киселините са много сходни - почти всяка от тях е много вредна за човешкото тяло, H 3 PO 4 не е изключение. Например, тази киселина също причинява тежки химически изгаряния, кървене от носа и кариес.

Карбонова киселина

H 2 CO 3 е слаба киселина. Получава се чрез разтваряне на CO 2 (въглероден диоксид) във H 2 O (вода). Въглеродната киселина се използва в биологията и биохимията.

Плътност на различни киселини

Плътността на киселините заема важно място в теоретичните и практическите части на химията. Благодарение на познаването на плътността е възможно да се определи концентрацията на определена киселина, да се решат химически проблеми и да се добави правилното количество киселина за завършване на реакцията. Плътността на всяка киселина варира в зависимост от концентрацията. Например, колкото по-голям е процентът на концентрация, толкова по-голяма е плътността.

Общи свойства на киселините

Абсолютно всички киселини са (т.е. те се състоят от няколко елемента от периодичната таблица), докато те задължително включват Н (водород) в състава си. След това ще разгледаме кои са често срещаните:

1. Всички кислородсъдържащи киселини (във формулата на които присъства O) образуват вода по време на разлагането, а също и аноксичните киселини се разлагат на прости вещества (например 2HF се разлага на F 2 и H 2).
2. Окислителните киселини взаимодействат с всички метали в серията метална активност (само с тези, разположени вляво от H).
3. Те взаимодействат с различни соли, но само с тези, които са образувани от още по-слаба киселина.

По своите физични свойства киселините рязко се различават една от друга. В края на краищата те могат да имат и да нямат миризма, както и да бъдат в различни агрегатни състояния: течни, газообразни и дори твърди. Твърдите киселини са много интересни за изучаване. Примери за такива киселини: C 2 H 2 0 4 и H 3 BO 3.

Концентрация

Концентрацията е величина, която определя количествения състав на всеки разтвор. Например, химиците често трябва да определят колко чиста сярна киселина има в разредена H 2 SO 4 киселина. За да направят това, те изсипват малко количество разредена киселина в чаша, претеглят я и определят концентрацията от диаграмата на плътността. Концентрацията на киселини е тясно свързана с плътността, често има изчислителни задачи за определяне на концентрацията, където трябва да определите процента на чистата киселина в разтвора.

Класификация на всички киселини според броя на Н атомите в тяхната химична формула

Една от най-популярните класификации е разделянето на всички киселини на едноосновни, двуосновни и съответно триосновни киселини. Примери за едноосновни киселини: HNO 3 (азотна), HCl (солна), HF (флуороводородна) и други. Тези киселини се наричат ​​едноосновни, тъй като в техния състав присъства само един атом Н. Има много такива киселини, невъзможно е да запомните абсолютно всяка. Просто трябва да запомните, че киселините също се класифицират по броя на Н атомите в техния състав. Двуосновните киселини се дефинират по подобен начин. Примери: H 2 SO 4 (сярен), H 2 S (сероводород), H 2 CO 3 (въглища) и др. Триосновен: H 3 PO 4 (фосфорен).

Основна класификация на киселините

Една от най-популярните класификации на киселините е разделянето им на кислородсъдържащи и аноксикиселини. Как да запомните, без да знаете химичната формула на дадено вещество, че то е кислородсъдържаща киселина?

Всички безкислородни киселини в състава нямат важния елемент О - кислород, но съдържат Н. Следователно думата "водород" винаги се приписва на името им. HCl е H 2 S - сероводород.

Но дори по имената на киселинно-съдържащите киселини можете да напишете формула. Например, ако броят на О атомите в дадено вещество е 4 или 3, тогава към името винаги се добавя суфиксът -n-, както и окончанието -aya-:

• H 2 SO 4 - сярна (брой атоми - 4);
• H 2 SiO 3 - силиций (брой атоми - 3).

Ако веществото има по-малко от три или три кислородни атома, тогава в името се използва наставката -ist-:

• HNO 2 - азотен;
• H 2 SO 3 - сярна.

Общи свойства

Всички киселини имат кисел и често леко метален вкус. Но има и други подобни свойства, които сега ще разгледаме.

Има вещества, които се наричат ​​индикатори. Индикаторите променят цвета си или цветът остава, но нюансът му се променя. Това се случва, когато някои други вещества, като киселини, действат върху индикаторите.

Пример за промяна на цвета е познат на мнозина продукт като чай и лимонена киселина. Когато лимонът се хвърли в чая, чаят постепенно започва забележимо да изсветлява. Това се дължи на факта, че лимонът съдържа лимонена киселина.

Има и други примери. Лакмусът, който в неутрална среда има лилав цвят, става червен, когато се добави солна киселина.

При напрежения до водород в серията се отделят газови мехурчета - H. Въпреки това, ако метал, който е в серията на напрежение след H, се постави в епруветка с киселина, тогава няма да настъпи реакция, няма да има отделяне на газ . Така че медта, среброто, живакът, платината и златото няма да реагират с киселини.

В тази статия разгледахме най-известните химически киселини, както и техните основни свойства и разлики.

Не подценявайте ролята на киселините в нашия живот, защото много от тях са просто незаменими в ежедневието. Първо, нека си припомним какво представляват киселините. Това са сложни вещества. Формулата се записва по следния начин: HnA, където H е водород, n е броят на атомите, A е киселинният остатък.

Основните свойства на киселините включват способността да заместват молекулите на водородните атоми с метални атоми. Повечето от тях са не само разяждащи, но и много отровни. Но има и такива, които срещаме постоянно, без вреда за нашето здраве: витамин С, лимонена киселина, млечна киселина. Помислете за основните свойства на киселините.

Физически свойства

Физическите свойства на киселините често дават ключ към тяхната природа. Киселините могат да съществуват в три форми: твърди, течни и газообразни. Например: азотната (HNO3) и сярната киселина (H2SO4) са безцветни течности; борната (H3BO3) и метафосфорната (HPO3) са твърди киселини. Някои от тях имат цвят и мирис. Различните киселини се разтварят по различен начин във вода. Има и неразтворими: H2SiO3 - силиций. Течните вещества имат кисел вкус. Името на някои киселини е дадено от плодовете, в които се намират: ябълчена киселина, лимонена киселина. Други са получили името си от съдържащите се в тях химически елементи.

Класификация на киселините

Обикновено киселините се класифицират по няколко критерия. Първото е според съдържанието на кислород в тях. А именно: съдържащи кислород (HClO4 - хлор) и аноксични (H2S - сероводород).

По броя на водородните атоми (по основност):

• Едноосновен - съдържа един водороден атом (HMnO4);
• Двуосновен - има два водородни атома (H2CO3);
• Tribasic, съответно, имат три водородни атома (H3BO);
• Многоосновни - имат четири или повече атома, рядко се срещат (H4P2O7).

Според класовете на химичните съединения те се делят на органични и неорганични киселини. Първите се намират главно в растителни продукти: оцетна, млечна, никотинова, аскорбинова киселини. Неорганичните киселини включват: сярна, азотна, борна, арсенова. Обхватът на тяхното приложение е доста широк от промишлени нужди (производство на багрила, електролити, керамика, торове и др.) до готвене или почистване на канали. Киселините също могат да бъдат класифицирани според силата, летливостта, стабилността и разтворимостта във вода.

Химични свойства

Помислете за основните химични свойства на киселините.

• Първият е взаимодействие с индикатори. Като индикатори се използват лакмус, метилоранж, фенолфталеин и универсална индикаторна хартия. В киселинни разтвори цветът на индикатора ще промени цвета си: лакмус и универсален инд. хартията ще стане червена, метиловият оранжев - розов, фенолфталеинът ще остане безцветен.
• Второто е взаимодействието на киселини с основи. Тази реакция се нарича още неутрализация. Киселината реагира с основата, което води до сол + вода. Например: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
• Тъй като почти всички киселини са силно разтворими във вода, неутрализацията може да се извърши както с разтворими, така и с неразтворими основи. Изключение прави силициевата киселина, която е почти неразтворима във вода. За неутрализирането му са необходими основи като KOH или NaOH (те са разтворими във вода).
• Третото е взаимодействието на киселини с основни оксиди. Тук протича реакцията на неутрализация. Основните оксиди са близки "роднини" на основите, следователно реакцията е същата. Ние много често използваме тези окислителни свойства на киселините. Например за отстраняване на ръжда от тръби. Киселината реагира с оксида, за да се превърне в разтворима сол.
• Четвъртата е реакцията с метали. Не всички метали реагират еднакво добре с киселини. Делят се на активни (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) и неактивни (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Също така си струва да се обърне внимание на силата на киселината (силна, слаба). Например, солната и сярната киселина могат да реагират с всички неактивни метали, докато лимонената и оксаловата киселина са толкова слаби, че реагират много бавно дори с активни метали.
• Петият е реакцията на кислородсъдържащи киселини при нагряване. Почти всички киселини от тази група при нагряване се разлагат на кислороден оксид и вода. Изключение правят въглеродната (H3PO4) и сярната киселина (H2SO4). При нагряване те се разлагат на вода и газ. Това трябва да се помни. Това са всички основни свойства на киселините.

7. Киселини. Сол. Връзка между класове неорганични вещества

7.1. киселини

Киселините са електролити, по време на дисоциацията на които се образуват само водородни катиони H + като положително заредени йони (по-точно хидрониеви йони H 3 O +).

Друго определение: киселините са сложни вещества, състоящи се от водороден атом и киселинни остатъци (Таблица 7.1).

Таблица 7.1

Формули и наименования на някои киселини, киселинни остатъци и соли

Киселинна формула	Име на киселината	Киселинен остатък (анион)	Име на соли (средно)
HF	Флуороводородна (флуороводородна)	Ф-	Флуориди
НС1	Солен (солен)	Cl-	хлориди
HBr	Бромоводородна	бр-	Бромиди
здрасти	Хидройодни	аз-	йодиди
H 2 S	Водороден сулфид	S2−	Сулфиди
H2SO3	сяра	SO 3 2 -	Сулфити
H2SO4	сярна	SO 4 2 -	сулфати
HNO 2	азотен	НЕ 2 -	Нитрити
HNO3	Азот	НЕ 3 -	Нитрати
H2SiO3	Силиций	SiO 3 2 -	силикати
HPO 3	Метафосфорен	PO 3 -	Метафосфати
H3PO4	ортофосфорен	PO 4 3 -	Ортофосфати (фосфати)
H4P2O7	Пирофосфорни (двуфосфорни)	P 2 O 7 4 -	Пирофосфати (дифосфати)
HMnO 4	манган	MnO 4 -	Перманганати
H2CrO4	Chrome	CrO 4 2 -	Хромати
H2Cr2O7	дихром	Cr 2 O 7 2 -	Дихромати (бихромати)
H 2 SeO 4	Селенова	SeO 4 2 −	Селенати
H3BO3	Борная	BO 3 3 -	Ортоборати
HClO	хипохлорен	ClO-	Хипохлорити
HClO 2	Хлорид	ClO 2 -	хлорити
HClO 3	хлор	ClO 3 -	Хлорати
HClO 4	Хлорна	ClO 4 -	Перхлорати
H2CO3	Въглища	CO 3 3 -	Карбонати
CH3COOH	Оцетна	CH 3 COO −	Ацетати
HCOOH	мравчена	HCOO-	Формати

При нормални условия киселините могат да бъдат твърди (H3PO4, H3BO3, H2SiO3) и течни (HNO3, H2SO4, CH3COOH). Тези киселини могат да съществуват както в индивидуална (100% форма), така и под формата на разредени и концентрирани разтвори. Например, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH са известни както поотделно, така и в разтвори.

Редица киселини са известни само в разтвори. Това са всички хидрохалини (HCl, HBr, HI), сероводород H 2 S, циановодород (циановодород HCN), въглища H 2 CO 3, сярна H 2 SO 3 киселина, които са разтвори на газове във вода. Например, солната киселина е смес от HCl и H 2 O, въглищата са смес от CO 2 и H 2 O. Ясно е, че използването на израза "разтвор на солна киселина" е погрешно.

Повечето киселини са разтворими във вода, силициевата киселина H 2 SiO 3 е неразтворима. По-голямата част от киселините имат молекулярна структура. Примери за структурни формули на киселини:

В повечето киселинни молекули, съдържащи кислород, всички водородни атоми са свързани с кислорода. Но има изключения:

Киселините се класифицират според редица характеристики (Таблица 7.2).

Таблица 7.2

Класификация на киселините

Знак за класификация	Тип киселина	Примери
Броят на водородните йони, образувани по време на пълната дисоциация на киселинна молекула	Едноосновен	HCl, HNO3, CH3COOH
	Двуосновен	H2SO4, H2S, H2CO3
	Триосновен	H3PO4, H3AsO4
Наличието или отсъствието на кислороден атом в молекулата	Кислородсъдържащи (киселинни хидроксиди, оксокиселини)	HNO2, H2SiO3, H2SO4
	Аноксичен	HF, H2S, HCN
Степен на дисоциация (сила)	Силни (напълно дисоциирани, силни електролити)	HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (разл.), HNO 3, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, H 2 Cr 2 O 7
	Слаби (частично дисоциирани, слаби електролити)	HF, HNO 2, H 2 SO 3, HCOOH, CH 3 COOH, H 2 SiO 3, H 2 S, HCN, H 3 PO 4, H 3 PO 3, HClO, HClO 2, H 2 CO 3, H 3 BO 3, H 2 SO 4 (конц.)
Оксидиращи свойства	Окислители, дължащи се на H + йони (условно неокисляващи киселини)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (разл.), H 3 PO 4 , CH 3 COOH
	Окислители, дължащи се на аниона (окисляващи киселини)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (конц.), H 2 Cr 2 O 7
	Анионни редуциращи агенти	HCl, HBr, HI, H 2 S (но не HF)
Термична стабилност	Съществува само в разтвори	H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2
	Лесно се разлага при нагряване	H2SO3, HNO3, H2SiO3
	Термично стабилен	H2SO4 (конц.), H3PO4

Всички общи химични свойства на киселините се дължат на наличието в техните водни разтвори на излишък от водородни катиони Н + (Н 3 О +).

1. Поради излишъка на H + йони, водните разтвори на киселини променят цвета на виолетовия и метилоранжевия лакмус до червено (фенолфталеинът не променя цвета си, остава безцветен). Във воден разтвор на слаба въглена киселина лакмусът не е червен, а розов; разтвор върху утайка от много слаба силициева киселина изобщо не променя цвета на индикаторите.

2. Киселините взаимодействат с основни оксиди, основи и амфотерни хидроксиди, амонячен хидрат (виж гл. 6).

Пример 7.1. За да извършите трансформацията BaO → BaSO 4, можете да използвате: а) SO 2; b) H2SO4; c) Na2S04; г) SO3.

Решение. Трансформацията може да се извърши с помощта на H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 не реагира с BaO и при реакцията на BaO с SO 2 се образува бариев сулфит:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Отговор: 3).

3. Киселините реагират с амоняка и неговите водни разтвори, за да образуват амониеви соли:

HCl + NH 3 \u003d NH 4 Cl - амониев хлорид;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - амониев сулфат.

4. Неокисляващите киселини с образуването на сол и отделянето на водород реагират с метали, разположени в реда на активност до водород:

H 2 SO 4 (разл.) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn \u003d ZnCl2 \u003d H2

Взаимодействието на окислителните киселини (HNO 3, H 2 SO 4 (конц.)) с металите е много специфично и се разглежда при изучаването на химията на елементите и техните съединения.

5. Киселините взаимодействат със солите. Реакцията има редица характеристики:

а) в повечето случаи, когато по-силна киселина реагира със сол на по-слаба киселина, се образува сол на слаба киселина и слаба киселина, или, както се казва, по-силната киселина измества по-слабата. Серията от намаляваща сила на киселините изглежда така:

Примери за текущи реакции:

2HCl + Na 2 CO 3 \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2

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

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

3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4

Не взаимодействайте помежду си, например KCl и H 2 SO 4 (разл.), NaNO 3 и H 2 SO 4 (разл.), K 2 SO 4 и HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 и H2CO3, CH3COOK и H2CO3;

б) в някои случаи по-слаба киселина измества по-силна от солта:

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

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

Такива реакции са възможни, когато утайките на получените соли не се разтварят в получените разредени силни киселини (H 2 SO 4 и HNO 3);

в) в случай на образуване на утайки, които са неразтворими в силни киселини, е възможна реакция между силна киселина и сол, образувана от друга силна киселина:

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Пример 7.2. Посочете серията, в която са дадени формулите на веществата, които реагират с H 2 SO 4 (разл.).

1) Zn, Al 2 O 3, KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF 2) Cu (OH) 2, K 2 CO 3, Ag; 4) Na 2 SO 3, Mg, Zn (OH) 2.

Решение. Всички вещества от серия 4 взаимодействат с H 2 SO 4 (razb):

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2

Mg + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O

В ред 1) реакцията с KCl (p-p) не е осъществима, в ред 2) - с Ag, в ред 3) - с NaNO 3 (p-p).

Отговор: 4).

6. Концентрираната сярна киселина се държи много специфично при реакции със соли. Това е нелетлива и термично стабилна киселина, поради което измества всички силни киселини от твърди (!) соли, тъй като те са по-летливи от H 2 SO 4 (конц):

KCl (tv) + H 2 SO 4 (конц.) KHSO 4 + HCl

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

Солите, образувани от силни киселини (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4), реагират само с концентрирана сярна киселина и само в твърдо състояние

Пример 7.3. Концентрираната сярна киселина, за разлика от разредената сярна киселина, реагира:

3) KNO 3 (TV);

Решение. И двете киселини реагират с KF, Na 2 CO 3 и Na 3 PO 4 и само H 2 SO 4 (conc) реагира с KNO 3 (tv).

Отговор: 3).

Методите за получаване на киселини са много разнообразни.

Аноксични киселиниполучавам:

• чрез разтваряне на съответните газове във вода:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

H 2 S (g) + H 2 O (g) → H 2 S (разтвор)

• от соли чрез изместване с по-силни или по-малко летливи киселини:

FeS + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 S

KCl (tv) + H 2 SO 4 (конц.) = KHSO 4 + HCl

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

кислородни киселиниполучавам:

• чрез разтваряне на съответните киселинни оксиди във вода, докато степента на окисление на киселинно образуващия елемент в оксида и киселината остава същата (NO 2 е изключение):

N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4

• окисление на неметали с окислителни киселини:

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

• чрез изместване на силна киселина от сол на друга силна киселина (ако се образува утайка, която е неразтворима в получените киселини):

Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 (razb) \u003d BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• изместване на летлива киселина от нейните соли с по-малко летлива киселина.

За тази цел най-често се използва нелетлива термично стабилна концентрирана сярна киселина:

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

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

• чрез изместване на по-слаба киселина от нейните соли с по-силна киселина:

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

NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2

K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓