Definicija kiseline, naziv, formula i hemijska svojstva. Primjeri rješavanja problema. Određivanje valencije kiselinskog ostatka

Nazivi nekih neorganskih kiselina i soli

Formule kiselina	Nazivi kiselina	Nazivi odgovarajućih soli
HClO4	hlor	perhlorati
HClO3	hipohlorni	hlorati
HClO2	hlorid	hloritima
HClO	hipohlorni	hipohloritima
H5IO6	jod	periodates
HIO 3	jodni	jodati
H2SO4	sumporna	sulfati
H2SO3	sumporna	sulfiti
H2S2O3	tiosumpor	tiosulfati
H2S4O6	tetrationic	tetrationati
HNO3	nitrogen	nitrati
HNO2	azotni	nitriti
H3PO4	ortofosforni	ortofosfati
HPO 3	metafosforna	metafosfati
H3PO3	fosfor	fosfiti
H3PO2	fosfor	hipofosfiti
H2CO3	ugalj	karbonati
H2SiO3	silicijum	silikati
HMnO4	mangan	permanganata
H2MnO4	mangan	manganata
H2CrO4	hrom	hromati
H2Cr2O7	dihrom	dichromats
HF	fluorovodonik (fluorid)	fluoridi
HCl	hlorovodonična (hlorovodonična)	hloridi
HBr	bromovodična	bromidi
HI	vodonik jodid	jodidi
H2S	hidrogen sulfid	sulfidi
HCN	cijanid vodonik	cijanidi
HOCN	cijan	cijanata

Dozvolite mi da vas ukratko podsjetim, koristeći konkretne primjere, kako soli treba pravilno zvati.

Primjer 1. Sol K 2 SO 4 formira se od ostatka sumporne kiseline (SO 4) i metala K. Soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati. K 2 SO 4 - kalijum sulfat.

Primjer 2. FeCl 3 - sol sadrži željezo i ostatak hlorovodonične kiseline (Cl). Naziv soli: gvožđe (III) hlorid. Imajte na umu: u ovom slučaju ne samo da moramo imenovati metal, već i navesti njegovu valenciju (III). U prethodnom primjeru to nije bilo potrebno, jer je valencija natrijuma konstantna.

Važno: naziv soli treba da ukazuje na valenciju metala samo ako metal ima promenljivu valenciju!

Primjer 3. Ba(ClO) 2 - sol sadrži barij i ostatak hipohlorne kiseline (ClO). Naziv soli: barijum hipohlorit. Valencija metala Ba u svim njegovim jedinjenjima je dva; nije potrebno naznačiti.

Primjer 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. NH 4 grupa se naziva amonijum, valencija ove grupe je konstantna. Naziv soli: amonijum dihromat (dikromat).

U gornjim primjerima naišli smo samo na tzv. srednje ili normalne soli. O kiselim, bazičnim, dvostrukim i kompleksnim solima, solima organskih kiselina ovdje neće biti govora.

Kiseline se mogu klasifikovati na osnovu različitih kriterijuma:

1) Prisustvo atoma kiseonika u kiselini

2) Bazičnost kiseline

Bazičnost kiseline je broj "pokretnih" atoma vodika u njenoj molekuli, koji se mogu odvojiti od molekule kiseline u obliku vodikovih kationa H + nakon disocijacije, a također su zamijenjeni atomima metala:

4) Rastvorljivost

5) Stabilnost

7) Oksidirajuća svojstva

Hemijska svojstva kiselina

1. Sposobnost odvajanja

Kiseline disociraju u vodenim rastvorima na vodikove katjone i kisele ostatke. Kao što je već spomenuto, kiseline se dijele na dobro disocijacije (jake) i nisko disocijacijske (slabe). Prilikom pisanja jednadžbe disocijacije za jake jednobazne kiseline koristi se ili jedna strelica usmjerena desno () ili znak jednakosti (=), što pokazuje virtualnu nepovratnost takve disocijacije. Na primjer, jednadžba disocijacije za jaku hlorovodoničnu kiselinu može se napisati na dva načina:

ili u ovom obliku: HCl = H + + Cl -

ili na ovaj način: HCl → H + + Cl -

Zapravo, smjer strelice nam govori da se obrnuti proces spajanja vodikovih kationa s kiselim ostacima (asocijacija) praktički ne događa u jakim kiselinama.

Ako želimo da napišemo jednačinu disocijacije slabe monoprotinske kiseline, u jednačini moramo koristiti dve strelice umesto znaka. Ovaj znak odražava reverzibilnost disocijacije slabih kiselina - u njihovom slučaju, obrnuti proces spajanja vodikovih kationa s kiselim ostacima je snažno izražen:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Višebazne kiseline diociraju postupno, tj. Kationi vodonika se odvajaju od svojih molekula ne istovremeno, već jedan po jedan. Iz tog razloga, disocijacija takvih kiselina nije izražena jednom, već nekoliko jednadžbi, čiji je broj jednak bazičnosti kiseline. Na primjer, disocijacija trobazne fosforne kiseline odvija se u tri koraka s naizmjeničnim odvajanjem H+ kationa:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

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

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Treba napomenuti da se svaka sljedeća faza disocijacije javlja u manjoj mjeri od prethodne. Odnosno, molekuli H 3 PO 4 disociraju bolje (u većoj mjeri) od H 2 PO 4 - jona, koji se, pak, disociraju bolje od HPO 4 2- jona. Ovaj fenomen je povezan s povećanjem naboja kiselih ostataka, zbog čega se povećava snaga veze između njih i pozitivnih H + iona.

Od polibaznih kiselina izuzetak je sumporna kiselina. Budući da ova kiselina dobro disocira u oba stupnja, dozvoljeno je napisati jednačinu njene disocijacije u jednoj fazi:

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

2. Interakcija kiselina sa metalima

Sedma tačka u klasifikaciji kiselina je njihova oksidaciona svojstva. Navedeno je da su kiseline slabi oksidanti i jaki oksidanti. Ogromna većina kiselina (gotovo sve osim H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3) su slabi oksidanti, jer svoju oksidacijsku sposobnost mogu pokazati samo zahvaljujući vodikovim kationima. Takve kiseline mogu oksidirati samo one metale koji su u nizu aktivnosti lijevo od vodika, a proizvodi tvore sol odgovarajućeg metala i vodika. Na primjer:

H 2 SO 4 (razrijeđen) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Što se tiče jakih oksidirajućih kiselina, tj. H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3 , tada je lista metala na koje djeluju znatno šira i uključuje sve metale prije vodonika u nizu aktivnosti, a gotovo sve poslije. Odnosno, koncentrirana sumporna kiselina i dušična kiselina bilo koje koncentracije, na primjer, će oksidirati čak i niskoaktivne metale kao što su bakar, živa i srebro. Interakcija dušične kiseline i koncentrirane sumporne kiseline s metalima, kao i nekim drugim supstancama, zbog njihove specifičnosti, biće posebno razmotrena na kraju ovog poglavlja.

3. Interakcija kiselina sa bazičnim i amfoternim oksidima

Kiseline reagiraju s bazičnim i amfoternim oksidima. Silicijumska kiselina, budući da je netopiva, ne reaguje sa nisko aktivnim bazičnim oksidima i amfoternim oksidima:

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. Interakcija kiselina sa bazama i amfoternim hidroksidima

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

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

5. Interakcija kiselina sa solima

Ova reakcija se događa ako se formira talog, plin ili znatno slabija kiselina od one koja reagira. Na primjer:

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. Specifična oksidativna svojstva dušične i koncentrovane sumporne kiseline

Kao što je već spomenuto, dušična kiselina u bilo kojoj koncentraciji, kao i sumporna kiselina isključivo u koncentriranom stanju, vrlo su jaki oksidanti. Konkretno, za razliku od drugih kiselina, one oksidiraju ne samo metale koji se nalaze prije vodika u nizu aktivnosti, već i gotovo sve metale nakon njega (osim platine i zlata).

Na primjer, oni su sposobni oksidirati bakar, srebro i živu. Međutim, treba čvrsto shvatiti činjenicu da jedan broj metala (Fe, Cr, Al), uprkos činjenici da su prilično aktivni (dostupni prije vodonika), ipak ne reagiraju s koncentriranom HNO 3 i koncentriranom H 2 SO 4 bez zagrijavanje zbog fenomena pasivacije - na površini takvih metala stvara se zaštitni film čvrstih oksidacijskih produkata, koji ne dozvoljava molekulima koncentrirane sumporne i koncentrirane dušične kiseline da prodru duboko u metal da bi došlo do reakcije. Međutim, uz jako zagrijavanje, reakcija se i dalje događa.

U slučaju interakcije sa metalima, obavezni proizvodi su uvek so odgovarajućeg metala i upotrebljena kiselina, kao i voda. Uvek se izoluje i treći proizvod čija formula zavisi od mnogih faktora, posebno, kao što su aktivnost metala, kao i koncentracija kiselina i reakciona temperatura.

Visoka oksidaciona sposobnost koncentriranih sumpornih i koncentriranih dušičnih kiselina omogućava im da reagiraju ne samo s gotovo svim metalima serije aktivnosti, već čak i s mnogim čvrstim nemetalima, posebno s fosforom, sumporom i ugljikom. Donja tabela jasno prikazuje produkte interakcije sumporne i dušične kiseline s metalima i nemetalima ovisno o koncentraciji:

7. Smanjenje svojstava kiselina bez kiseonika

Sve kiseline bez kiseonika (osim HF) mogu pokazati redukciona svojstva zbog hemijskog elementa uključenog u anion pod dejstvom različitih oksidacionih sredstava. Na primjer, sve halogenovodične kiseline (osim HF) oksidiraju mangan dioksid, kalijev permanganat i kalijev dihromat. U ovom slučaju, halogeni joni se oksidiraju u slobodne halogene:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

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

Od svih halogenovodoničnih kiselina, najveću redukcijsku aktivnost ima jodovodična kiselina. Za razliku od drugih halogenovodoničnih kiselina, čak i željezni oksid i soli ga mogu oksidirati.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Vodonik sulfidna kiselina H 2 S takođe ima visoku redukcionu aktivnost, čak i oksidaciono sredstvo kao što je sumpor dioksid može da je oksidira.

Kiseline su hemijska jedinjenja koja su sposobna da doniraju električki nabijeni vodikov jon (kation) i takođe prihvate dva elektrona u interakciji, što rezultira formiranjem kovalentne veze.

U ovom članku ćemo pogledati glavne kiseline koje se izučavaju u srednjim razredima srednjih škola, a također ćemo naučiti mnoge zanimljive činjenice o širokom spektru kiselina. Hajde da počnemo.

Kiseline: vrste

U hemiji postoji mnogo različitih kiselina koje imaju vrlo različita svojstva. Hemičari razlikuju kiseline po sadržaju kiseonika, isparljivosti, rastvorljivosti u vodi, jačini, stabilnosti i da li pripadaju organskoj ili neorganskoj klasi hemijskih jedinjenja. U ovom članku ćemo pogledati tabelu koja predstavlja najpoznatije kiseline. Tabela će vam pomoći da zapamtite naziv kiseline i njenu hemijsku formulu.

Dakle, sve je jasno vidljivo. Ova tabela prikazuje najpoznatije kiseline u hemijskoj industriji. Tabela će vam pomoći da zapamtite imena i formule mnogo brže.

Vodonik sulfidna kiselina

H 2 S je hidrosulfidna kiselina. Njegova posebnost je u tome što je i gas. Vodonik sulfid je veoma slabo rastvorljiv u vodi, a takođe je u interakciji sa mnogim metalima. Sumporovodikova kiselina pripada grupi "slabih kiselina", čije ćemo primjere razmotriti u ovom članku.

H 2 S ima blago slatkast ukus, a takođe i veoma jak miris pokvarenih jaja. U prirodi se može naći u prirodnim ili vulkanskim gasovima, a oslobađa se i prilikom raspadanja proteina.

Svojstva kiselina su vrlo raznolika; čak i ako je kiselina nezamjenjiva u industriji, može biti vrlo štetna za ljudsko zdravlje. Ova kiselina je veoma toksična za ljude. Kada se udahne mala količina vodonik sulfida, osoba doživljava glavobolju, jaku mučninu i vrtoglavicu. Ako osoba udahne veliku količinu H2S, to može dovesti do konvulzija, kome ili čak trenutne smrti.

Sumporna kiselina

H 2 SO 4 je jaka sumporna kiselina sa kojom se deca upoznaju na časovima hemije u 8. razredu. Hemijske kiseline kao što je sumporna kiselina su veoma jaki oksidanti. H 2 SO 4 djeluje kao oksidant na mnoge metale, kao i na bazične okside.

H 2 SO 4 izaziva hemijske opekotine kada dođe u kontakt sa kožom ili odećom, ali nije tako toksičan kao sumporovodik.

Azotna kiselina

Jake kiseline su veoma važne u našem svetu. Primjeri takvih kiselina: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 je dobro poznata azotna kiselina. Našao je široku primenu u industriji, kao i u poljoprivredi. Koristi se za izradu raznih đubriva, u nakitu, štampanju fotografija, u proizvodnji lekova i boja, kao i u vojnoj industriji.

Hemijske kiseline kao što je azotna kiselina su veoma štetne za organizam. Pare HNO 3 ostavljaju čireve, izazivaju akutnu upalu i iritaciju respiratornog trakta.

Dušična kiselina

Dušična kiselina se često miješa sa dušičnom kiselinom, ali postoji razlika između njih. Činjenica je da je mnogo slabiji od dušika, ima potpuno drugačija svojstva i djelovanje na ljudski organizam.

HNO 2 je našao široku primenu u hemijskoj industriji.

Fluorovodonična kiselina

Fluorovodonična kiselina (ili fluorovodonik) je rastvor H 2 O sa HF. Formula kiseline je HF. Fluorovodonična kiselina se vrlo aktivno koristi u industriji aluminija. Koristi se za otapanje silikata, jetkanja silicijuma i silikatnog stakla.

Vodonik-fluorid je vrlo štetan za ljudski organizam i, ovisno o svojoj koncentraciji, može biti blagi narkotik. Ako dođe u dodir s kožom, u početku nema promjena, ali nakon nekoliko minuta može se pojaviti oštar bol i hemijska opekotina. Fluorovodonična kiselina je veoma štetna za životnu sredinu.

Hlorovodonična kiselina

HCl je hlorovodonik i jaka je kiselina. Hlorovodonik zadržava svojstva kiselina koje pripadaju grupi jakih kiselina. Kiselina je providna i bezbojna po izgledu, ali se dimi u vazduhu. Hlorovodonik se široko koristi u metalurškoj i prehrambenoj industriji.

Ova kiselina izaziva hemijske opekotine, ali je ulazak u oči posebno opasan.

Fosforna kiselina

Fosforna kiselina (H 3 PO 4) je po svojim svojstvima slaba kiselina. Ali čak i slabe kiseline mogu imati svojstva jakih. Na primjer, H 3 PO 4 se koristi u industriji za obnavljanje željeza od rđe. Osim toga, fosforna (ili ortofosforna) kiselina se široko koristi u poljoprivredi - od nje se proizvode mnoga različita gnojiva.

Svojstva kiselina su vrlo slična - gotovo svaka od njih je vrlo štetna za ljudski organizam, H 3 PO 4 nije izuzetak. Na primjer, ova kiselina također uzrokuje teške hemijske opekotine, krvarenje iz nosa i lomljenje zuba.

Ugljena kiselina

H 2 CO 3 je slaba kiselina. Dobiva se otapanjem CO 2 (ugljični dioksid) u H 2 O (voda). Ugljena kiselina se koristi u biologiji i biohemiji.

Gustina raznih kiselina

Gustina kiselina zauzima važno mjesto u teorijskom i praktičnom dijelu hemije. Poznavajući gustinu, možete odrediti koncentraciju određene kiseline, riješiti probleme kemijskog proračuna i dodati ispravnu količinu kiseline da dovršite reakciju. Gustoća bilo koje kiseline mijenja se ovisno o koncentraciji. Na primjer, što je veći procenat koncentracije, to je veća gustina.

Opća svojstva kiselina

Apsolutno sve kiseline jesu (odnosno, sastoje se od nekoliko elemenata periodnog sistema), a u svom sastavu nužno uključuju H (vodik). Zatim ćemo pogledati koji su uobičajeni:

1. Sve kiseline koje sadrže kisik (u čijoj se formuli nalazi O) pri razgradnji tvore vodu, a također i kiseline bez kisika se razlažu u jednostavne tvari (na primjer, 2HF se razlaže na F 2 i H 2).
2. Oksidirajuće kiseline reaguju sa svim metalima u nizu aktivnosti metala (samo onima koji se nalaze lijevo od H).
3. Oni stupaju u interakciju s raznim solima, ali samo s onima koje je formirala još slabija kiselina.

Kiseline se međusobno oštro razlikuju po svojim fizičkim svojstvima. Na kraju krajeva, mogu imati miris ili ne, a također biti u različitim fizičkim stanjima: tečnom, plinovitom, pa čak i čvrstom. Čvrste kiseline su veoma zanimljive za proučavanje. Primjeri takvih kiselina: C 2 H 2 0 4 i H 3 BO 3.

Koncentracija

Koncentracija je vrijednost koja određuje kvantitativni sastav bilo koje otopine. Na primjer, kemičari često moraju odrediti koliko je čiste sumporne kiseline prisutno u razrijeđenoj kiselini H 2 SO 4. Da bi to učinili, sipaju malu količinu razrijeđene kiseline u mjernu čašu, izvagaju je i određuju koncentraciju pomoću grafikona gustoće. Koncentracija kiselina je usko povezana s gustoćom; često, prilikom određivanja koncentracije, postoje računski problemi gdje je potrebno odrediti postotak čiste kiseline u otopini.

Klasifikacija svih kiselina prema broju H atoma u njihovoj hemijskoj formuli

Jedna od najpopularnijih klasifikacija je podjela svih kiselina na jednobazne, dvobazne i, shodno tome, trobazne kiseline. Primeri jednobaznih kiselina: HNO 3 (azotna), HCl (hlorovodonična), HF (fluorovodonična) i druge. Ove kiseline se nazivaju jednobaznim, jer sadrže samo jedan atom H. Takvih kiselina je mnogo, nemoguće je zapamtiti apsolutno svaku. Samo trebate zapamtiti da se kiseline također klasificiraju prema broju H atoma u njihovom sastavu. Slično su definirane i dvobazne kiseline. Primjeri: H 2 SO 4 (sumporni), H 2 S (vodonik sulfid), H 2 CO 3 (ugalj) i drugi. Tribazni: H 3 PO 4 (fosforni).

Osnovna klasifikacija kiselina

Jedna od najpopularnijih klasifikacija kiselina je njihova podjela na one koje sadrže kisik i bez kisika. Kako zapamtiti, bez poznavanja hemijske formule neke supstance, da je to kiselina koja sadrži kiseonik?

Svim kiselinama bez kiseonika nedostaje važan element O - kiseonik, ali one sadrže H. Zbog toga se uz njihovo ime uvek vezuje reč „vodonik“. HCl je H 2 S - vodonik sulfid.

Ali možete napisati i formulu zasnovanu na nazivima kiselina koje sadrže kiseline. Na primjer, ako je broj O atoma u tvari 4 ili 3, nazivu se uvijek dodaje sufiks -n-, kao i završetak -aya-:

• H 2 SO 4 - sumpor (broj atoma - 4);
• H 2 SiO 3 - silicijum (broj atoma - 3).

Ako tvar ima manje od tri atoma kisika ili tri, tada se sufiks -ist- koristi u nazivu:

• HNO 2 - azotni;
• H 2 SO 3 - sumpor.

Opća svojstva

Sve kiseline imaju kiselkast i često blago metalni ukus. Ali postoje i druga slična svojstva koja ćemo sada razmotriti.

Postoje supstance koje se nazivaju indikatori. Indikatori mijenjaju boju, ili boja ostaje, ali se mijenja njena nijansa. Ovo se dešava kada na indikatore utiču druge supstance, kao što su kiseline.

Primjer promjene boje je tako poznati proizvod kao što su čaj i limunska kiselina. Kada se limun doda u čaj, čaj postepeno počinje da primetno svetli. To je zbog činjenice da limun sadrži limunsku kiselinu.

Ima i drugih primjera. Lakmus, koji je lila boje u neutralnom okruženju, postaje crven kada se doda hlorovodonična kiselina.

Kada su napetosti u nizu napetosti prije vodonika, oslobađaju se mjehurići plina - H. Međutim, ako se metal koji je u zateznoj seriji nakon H stavi u epruvetu s kiselinom, tada neće doći do reakcije, neće biti evolucija gasa. Dakle, bakar, srebro, živa, platina i zlato neće reagovati sa kiselinama.

U ovom članku smo ispitali najpoznatije kemijske kiseline, kao i njihova glavna svojstva i razlike.

Nemojte podcijeniti ulogu kiselina u našim životima, jer su mnoge od njih jednostavno nezamjenjive u svakodnevnom životu. Prvo, prisjetimo se šta su kiseline. To su složene supstance. Formula je napisana na sljedeći način: HnA, gdje je H vodonik, n je broj atoma, A je kiselinski ostatak.

Glavna svojstva kiselina uključuju sposobnost zamjene molekula atoma vodika atomima metala. Većina njih nije samo zajeda, već je i vrlo otrovna. Ali postoje i oni s kojima se susrećemo stalno, bez štete po zdravlje: vitamin C, limunska kiselina, mliječna kiselina. Razmotrimo osnovna svojstva kiselina.

Fizička svojstva

Fizička svojstva kiselina često daju naznake o njihovom karakteru. Kiseline mogu postojati u tri oblika: čvrsti, tečni i gasoviti. Na primjer: dušična (HNO3) i sumporna kiselina (H2SO4) su bezbojne tekućine; borna (H3BO3) i metafosforna (HPO3) su čvrste kiseline. Neki od njih imaju boju i miris. Različite kiseline se različito otapaju u vodi. Postoje i nerastvorljivi: H2SiO3 - silicijum. Tečne supstance imaju kiselkast ukus. Neke kiseline su dobile naziv po plodovima u kojima se nalaze: jabučna kiselina, limunska kiselina. Drugi su dobili ime po hemijskim elementima koje sadrže.

Klasifikacija kiselina

Kiseline se obično klasifikuju prema nekoliko kriterijuma. Prvi se zasniva na sadržaju kiseonika u njima. Naime: sa sadržajem kiseonika (HClO4 - hlor) i bez kiseonika (H2S - vodonik sulfid).

Po broju atoma vodika (po bazičnosti):

• Jednobazni – sadrži jedan atom vodonika (HMnO4);
• Dvobazni – ima dva atoma vodonika (H2CO3);
• Tribazni, prema tome, imaju tri atoma vodika (H3BO);
• Višebazni - imaju četiri ili više atoma, rijetki su (H4P2O7).

Prema klasama hemijskih spojeva dijele se na organske i neorganske kiseline. Prvi se uglavnom nalaze u proizvodima biljnog porijekla: sirćetnoj, mliječnoj, nikotinskoj, askorbinskoj kiselini. U neorganske kiseline spadaju: sumporna, azotna, borna, arsen. Raspon njihove primjene je prilično širok, od industrijskih potreba (proizvodnja boja, elektrolita, keramike, gnojiva, itd.) do kuhanja ili čišćenja kanalizacije. Kiseline se takođe mogu klasifikovati po jačini, isparljivosti, stabilnosti i rastvorljivosti u vodi.

Hemijska svojstva

Razmotrimo osnovna hemijska svojstva kiselina.

• Prvi je interakcija sa indikatorima. Kao indikatori se koriste lakmus, metilnarandža, fenolftalein i univerzalni indikatorski papir. U kiselim otopinama, boja indikatora će promijeniti boju: lakmus i univerzalni ind. papir će postati crven, metilnarandžasta će postati ružičasta, fenolftalein će ostati bezbojan.
• Druga je interakcija kiselina sa bazama. Ova reakcija se naziva i neutralizacija. Kiselina reagira s bazom, što rezultira sol + voda. Na primjer: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
• Budući da su gotovo sve kiseline vrlo topljive u vodi, neutralizacija se može provesti i sa rastvorljivim i nerastvorljivim bazama. Izuzetak je silicijumska kiselina, koja je gotovo nerastvorljiva u vodi. Za neutralizaciju su potrebne baze kao što su KOH ili NaOH (topive su u vodi).
• Treća je interakcija kiselina sa bazičnim oksidima. Ovdje se također javlja reakcija neutralizacije. Bazni oksidi su bliski „srodnici“ baza, pa je reakcija ista. Ova oksidaciona svojstva kiselina koristimo vrlo često. Na primjer, za uklanjanje rđe iz cijevi. Kiselina reaguje sa oksidom i formira rastvorljivu so.
• Četvrto - reakcija s metalima. Ne reaguju svi metali jednako dobro sa kiselinama. Dijele se na aktivne (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) i neaktivne (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Također je vrijedno obratiti pažnju na jačinu kiseline (jaka, slaba). Na primjer, hlorovodonična i sumporna kiselina sposobne su reagirati sa svim neaktivnim metalima, dok su limunska i oksalna kiselina toliko slabe da vrlo sporo reagiraju čak i s aktivnim metalima.
• Peto, reakcija kiselina koje sadrže kisik na zagrijavanje. Gotovo sve kiseline u ovoj grupi se razlažu kada se zagrijavaju na kisikov oksid i vodu. Izuzetak su ugljena kiselina (H3PO4) i sumporna kiselina (H2SO4). Kada se zagreju, razlažu se na vodu i gas. Ovo se mora zapamtiti. To su sva osnovna svojstva kiselina.

7. Kiseline. Sol. Odnos između klasa neorganskih supstanci

7.1. Kiseline

Kiseline su elektroliti, pri čijoj disocijaciji nastaju samo vodikovi katjoni H+ kao pozitivno nabijeni joni (tačnije, hidronijev ioni H 3 O+).

Druga definicija: kiseline su složene supstance koje se sastoje od atoma vodika i kiselih ostataka (tabela 7.1).

Tabela 7.1

Formule i nazivi nekih kiselina, kiselih ostataka i soli

Kisela formula	Ime kiseline	Kiselinski ostatak (anion)	Naziv soli (prosjek)
HF	fluorovodonična (fluorična)	F −	Fluoridi
HCl	hlorovodonična (hlorovodonična)	Cl −	Hloridi
HBr	Bromovodična	Br−	bromidi
HI	Hidrojodid	I −	Jodidi
H2S	Hidrogen sulfid	S 2−	Sulfidi
H2SO3	Sumporna	SO 3 2 −	Sulfiti
H2SO4	Sumporna	SO 4 2 −	Sulfati
HNO2	Nitrogenous	NO2−	Nitriti
HNO3	Nitrogen	NE 3 −	Nitrati
H2SiO3	Silicijum	SiO 3 2 −	Silikati
HPO 3	Metafosforna	PO 3 −	Metafosfati
H3PO4	Orthophosphoric	PO 4 3 −	Ortofosfati (fosfati)
H4P2O7	pirofosforna (bifosforna)	P 2 O 7 4 −	Pirofosfati (difosfati)
HMnO4	Mangan	MnO 4 −	Permanganati
H2CrO4	Chrome	CrO 4 2 −	Hromati
H2Cr2O7	Dihrom	Cr 2 O 7 2 −	Dihromati (bihromati)
H2SeO4	Selen	SeO 4 2 −	Selenati
H3BO3	Bornaya	BO 3 3 −	Ortoborati
HClO	Hipohlorni	ClO –	Hipohlorit
HClO2	Hlorid	ClO2−	Hlorit
HClO3	Chlorous	ClO3−	Hlorati
HClO4	Hlor	ClO 4 −	Perhlorati
H2CO3	Ugalj	CO 3 3 −	Karbonati
CH3COOH	Sirće	CH 3 COO −	Acetati
HCOOH	Ant	HCOO −	Formiates

U normalnim uslovima, kiseline mogu biti čvrste (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) i tečne (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Ove kiseline mogu postojati i pojedinačno (100% oblik) i u obliku razrijeđenih i koncentriranih otopina. Na primjer, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH su poznati i pojedinačno iu rastvorima.

Određeni broj kiselina je poznat samo u rastvorima. Sve su to halogenidi vodonika (HCl, HBr, HI), sumporovodik H 2 S, cijanovodonik (cijanovodonik HCN), ugljena H 2 CO 3, sumporna H 2 SO 3 kiselina, koji su rastvori gasova u vodi. Na primjer, hlorovodonična kiselina je mešavina HCl i H 2 O, ugljena kiselina je mešavina CO 2 i H 2 O. Jasno je da je upotreba izraza „rastvor hlorovodonične kiseline“ netačna.

Većina kiselina je rastvorljiva u vodi; silicijumska kiselina H 2 SiO 3 je nerastvorljiva. Ogromna većina kiselina ima molekularnu strukturu. Primjeri strukturnih formula kiselina:

U većini molekula kiselina koje sadrže kisik, svi atomi vodika su vezani za kisik. Ali postoje izuzeci:

Kiseline su klasifikovane prema nizu karakteristika (tabela 7.2).

Tabela 7.2

Klasifikacija kiselina

Klasifikacioni znak	Vrsta kiseline	Primjeri
Broj vodikovih jona nastalih pri potpunoj disocijaciji molekula kiseline	Monobaza	HCl, HNO3, CH3COOH
	Dibasic	H2SO4, H2S, H2CO3
	Tribasic	H3PO4, H3AsO4
Prisutnost ili odsustvo atoma kisika u molekuli	Sadrže kiseonik (kiseli hidroksidi, oksokiseline)	HNO2, H2SiO3, H2SO4
	Bez kiseonika	HF, H2S, HCN
Stepen disocijacije (jačina)	Jaki (potpuno disocirani, jaki elektroliti)	HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (razrijeđen), HNO 3, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, H 2 Cr 2 O 7
	Slab (djelimično disociran, slabi elektroliti)	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 (konc)
Oksidativna svojstva	Oksidirajuća sredstva zbog H+ jona (uslovno neoksidirajuće kiseline)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (dil), H 3 PO 4, CH 3 COOH
	Oksidirajuća sredstva zbog anjona (oksidirajuće kiseline)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (konc), H 2 Cr 2 O 7
	Anion redukcioni agensi	HCl, HBr, HI, H 2 S (ali ne i HF)
Termička stabilnost	Postoje samo u rješenjima	H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2
	Lako se raspada kada se zagreje	H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3
	Termički stabilan	H 2 SO 4 (konc), H 3 PO 4

Sva opšta hemijska svojstva kiselina su posledica prisustva u njihovim vodenim rastvorima viška vodonikovih katjona H + (H 3 O +).

1. Zbog viška H+ jona, vodeni rastvori kiselina menjaju boju lakmus ljubičaste i metilnarandže u crvenu (fenolftalein ne menja boju i ostaje bezbojan). U vodenoj otopini slabe ugljične kiseline lakmus nije crven, već ružičast; otopina iznad taloga vrlo slabe silicijske kiseline uopće ne mijenja boju indikatora.

2. Kiseline stupaju u interakciju sa bazičnim oksidima, bazama i amfoternim hidroksidima, amonijak hidratom (vidi Poglavlje 6).

Primjer 7.1. Za izvođenje transformacije BaO → BaSO 4 možete koristiti: a) SO 2; b) H 2 SO 4; c) Na 2 SO 4; d) SO 3.

Rješenje. Transformacija se može izvesti pomoću H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 ne reaguje sa BaO, a u reakciji BaO sa SO 2 nastaje barijum sulfit:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Odgovor: 3).

3. Kiseline reaguju sa amonijakom i njegovim vodenim rastvorima da formiraju amonijumove soli:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl - amonijum hlorid;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - amonijum sulfat.

4. Neoksidirajuće kiseline reaguju sa metalima koji se nalaze u nizu aktivnosti do vodika da bi formirali so i oslobađali vodonik:

H 2 SO 4 (razrijeđen) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

Interakcija oksidirajućih kiselina (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)) sa metalima je vrlo specifična i razmatra se pri proučavanju hemije elemenata i njihovih spojeva.

5. Kiseline stupaju u interakciju sa solima. Reakcija ima niz karakteristika:

a) u većini slučajeva, kada jača kiselina reaguje sa soli slabije kiseline, nastaju sol slabe kiseline i slaba kiselina, ili, kako se kaže, jača kiselina istiskuje slabiju. Serija opadanja jačine kiselina izgleda ovako:

Primjeri reakcija koje se javljaju:

2HCl + Na 2 CO 3 = 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 = 2CH 3 KUVANJE + H 2 O + CO 2

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

Nemojte međusobno djelovati, na primjer, KCl i H 2 SO 4 (razrijeđeni), NaNO 3 i H 2 SO 4 (razrijeđeni), K 2 SO 4 i HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 i H 2 CO 3, CH 3 KUVANJE i H 2 CO 3;

b) u nekim slučajevima slabija kiselina istiskuje jaču iz soli:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

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

Takve reakcije su moguće kada se precipitati nastalih soli ne otapaju u nastalim razrijeđenim jakim kiselinama (H 2 SO 4 i HNO 3);

c) u slučaju stvaranja precipitata koji su netopivi u jakim kiselinama, može doći do reakcije između jake kiseline i soli koju formira druga jaka kiselina:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Primjer 7.2. Označite red koji sadrži formule supstanci koje reaguju sa H 2 SO 4 (razblaženim).

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.

Rješenje. Sve supstance iz reda 4 interaguju sa H 2 SO 4 (dil):

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

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2

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

U redu 1) reakcija sa KCl (p-p) nije izvodljiva, u redu 2) - sa Ag, u redu 3) - sa NaNO 3 (p-p).

Odgovor: 4).

6. Koncentrirana sumporna kiselina se vrlo specifično ponaša u reakcijama sa solima. Ovo je nehlapljiva i termički stabilna kiselina, stoga istiskuje sve jake kiseline iz čvrstih (!) soli, jer su isparljivije od H2SO4 (konc):

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

2KCl (s) + H 2 SO 4 (konc.) K 2 SO 4 + 2HCl

Soli koje formiraju jake kiseline (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reaguju samo sa koncentriranom sumpornom kiselinom i samo kada su u čvrstom stanju

Primjer 7.3. Koncentrirana sumporna kiselina, za razliku od razrijeđene, reagira:

3) KNO 3 (tv);

Rješenje. Obe kiseline reaguju sa KF, Na 2 CO 3 i Na 3 PO 4, a samo H 2 SO 4 (konc.) reaguje sa KNO 3 (čvrstim).

Odgovor: 3).

Metode za proizvodnju kiselina su veoma raznolike.

Anoksične kiseline primiti:

• otapanjem odgovarajućih gasova u vodi:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (rastvor)

• iz soli zamjenom sa jačim ili manje hlapljivim kiselinama:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

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

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

Kiseline koje sadrže kiseonik primiti:

• otapanjem odgovarajućih kiselih oksida u vodi, dok stepen oksidacije elementa koji stvara kiselinu u oksidu i kiselini ostaje isti (sa izuzetkom NO 2):

N2O5 + H2O = 2HNO3

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

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

• oksidacija nemetala oksidirajućim kiselinama:

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

• istiskivanjem jake kiseline iz soli druge jake kiseline (ako se taloži talog netopiv u nastalim kiselinama):

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• istiskivanjem hlapljive kiseline iz njenih soli manje hlapljivom kiselinom.

U tu svrhu najčešće se koristi nehlapljiva, termički stabilna koncentrirana sumporna kiselina:

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

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

• istiskivanje slabije kiseline iz njenih soli jačom kiselinom:

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 ↓