Definicja kwasu, nazwa, wzór i właściwości chemiczne. Przykłady rozwiązywania problemów. Oznaczanie wartościowości reszty kwasowej

Nazwy niektórych kwasów i soli nieorganicznych

Formuły kwasowe	Nazwy kwasów	Nazwy odpowiednich soli
HClO4	chlor	nadchlorany
HClO3	podchlorawy	chlorany
HClO2	chlorek	chloryny
HClO	podchlorawy	podchloryny
H5IO6	jod	nadjodaty
HIO 3	jod	jodany
H2SO4	siarkowy	siarczany
H2SO3	siarkowy	siarczyny
H2S2O3	tiosiarka	tiosiarczany
H2S4O6	tetrationowy	tetrationiany
HNO3	azot	azotany
HNO2	azotowy	azotyny
H3PO4	ortofosforowy	ortofosforany
HPO 3	metafosforowy	metafosforany
H3PO3	fosfor	fosforyny
H3PO2	fosfor	podfosforyny
H2CO3	węgiel	węglany
H2SiO3	krzem	krzemiany
HMnO4	mangan	nadmanganiany
H2MnO4	mangan	manganiany
H2CrO4	chrom	chromiany
H2Cr2O7	dichrom	dichromaty
HF	fluorowodór (fluorek)	fluorki
HCl	solny (chlorowodorowy)	chlorki
HBr	bromowodorowy	bromki
CZEŚĆ	jodowodór	jodki
H2S	siarkowodór	siarczki
HCN	cyjanowodór	cyjanki
HOCN	cyjan	cyjaniany

Przypomnę krótko, na konkretnych przykładach, jak należy poprawnie nazywać sole.

Przykład 1. Sól K 2 SO 4 tworzy reszta kwasu siarkowego (SO 4) i metal K. Sole kwasu siarkowego nazywane są siarczanami. K 2 SO 4 - siarczan potasu.

Przykład 2. FeCl 3 - sól zawiera żelazo i resztę kwasu solnego (Cl). Nazwa soli: chlorek żelaza (III). Uwaga: w tym przypadku musimy nie tylko nazwać metal, ale także wskazać jego wartościowość (III). W poprzednim przykładzie nie było to konieczne, ponieważ wartościowość sodu jest stała.

Ważne: nazwa soli powinna wskazywać wartościowość metalu tylko wtedy, gdy metal ma zmienną wartościowość!

Przykład 3. Ba(ClO) 2 - sól zawiera bar i resztę kwasu podchlorawego (ClO). Nazwa soli: podchloryn baru. Wartościowość metalu Ba we wszystkich jego związkach wynosi dwa, nie trzeba tego podawać.

Przykład 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Grupa NH4 nazywa się amonem, wartościowość tej grupy jest stała. Nazwa soli: dichromian amonu (dichromian).

W powyższych przykładach zetknęliśmy się jedynie z tzw. sole średnie lub normalne. Sole kwaśne, zasadowe, podwójne i złożone, sole kwasów organicznych nie będą tutaj omawiane.

Kwasy można klasyfikować według różnych kryteriów:

1) Obecność atomów tlenu w kwasie

2) Zasadowość kwasowa

Zasadowość kwasu to liczba „ruchomych” atomów wodoru w jego cząsteczce, które po dysocjacji mogą zostać oddzielone od cząsteczki kwasu w postaci kationów wodoru H +, a także zastąpione atomami metali:

4) Rozpuszczalność

5) Stabilność

7) Właściwości utleniające

Właściwości chemiczne kwasów

1. Zdolność do dysocjacji

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

lub w tej postaci: HCl = H + + Cl -

lub w ten sposób: HCl → H + + Cl -

Tak naprawdę kierunek strzałki mówi nam, że odwrotny proces łączenia kationów wodorowych z resztami kwasowymi (asocjacja) praktycznie nie zachodzi w mocnych kwasach.

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

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Kwasy wielozasadowe dysocjują stopniowo, tj. Kationy wodoru oddzielają się od swoich cząsteczek nie jednocześnie, ale jeden po drugim. Z tego powodu dysocjację takich kwasów wyraża się nie jednym, ale kilkoma równaniami, których liczba jest równa zasadowości kwasu. Na przykład dysocjacja trójzasadowego kwasu fosforowego zachodzi w trzech etapach z naprzemiennym oddzielaniem kationów H +:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

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

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

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

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

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

2. Oddziaływanie kwasów z metalami

Siódmym punktem klasyfikacji kwasów są ich właściwości utleniające. Stwierdzono, że kwasy są utleniaczami słabymi i utleniaczami mocnymi. Zdecydowana większość kwasów (prawie wszystkie z wyjątkiem H 2 SO 4 (stęż.) i HNO 3) to słabe środki utleniające, ponieważ mogą wykazywać swoją zdolność utleniającą jedynie z powodu kationów wodoru. Takie kwasy mogą utleniać tylko te metale, które znajdują się w szeregu aktywności na lewo od wodoru, a produkty tworzą sól odpowiedniego metalu i wodoru. Na przykład:

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

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

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

3. Oddziaływanie kwasów z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi

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

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

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

H2SiO3 + FeO ≠

4. Oddziaływanie kwasów z zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi

HCl + NaOH H2O + NaCl

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

5. Oddziaływanie kwasów z solami

Ta reakcja zachodzi, jeśli wytrąci się osad, gaz lub znacznie słabszy kwas niż ten, który reaguje. Na przykład:

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

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONA + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Specyficzne właściwości utleniające kwasu azotowego i stężonego kwasu siarkowego

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

Na przykład są zdolne do utleniania miedzi, srebra i rtęci. Należy jednak mocno pojąć, że wiele metali (Fe, Cr, Al), mimo że są dość aktywne (dostępne przed wodorem), to jednak nie reagują ze stężonym HNO 3 i stężonym H 2 SO 4 bez nagrzewanie w wyniku zjawiska pasywacji - na powierzchni takich metali tworzy się ochronny film ze stałych produktów utleniania, który nie pozwala cząsteczkom stężonych kwasów siarkowych i stężonych kwasów azotowych wniknąć w głąb metalu, aby zaszła reakcja. Jednak przy silnym ogrzewaniu reakcja nadal zachodzi.

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

Wysoka zdolność utleniająca stężonych kwasów siarkowych i stężonych kwasów azotowych pozwala im reagować nie tylko z praktycznie wszystkimi metalami szeregu aktywności, ale nawet z wieloma stałymi niemetalami, w szczególności z fosforem, siarką i węglem. Poniższa tabela wyraźnie pokazuje produkty oddziaływania kwasów siarkowego i azotowego z metalami i niemetalami w zależności od stężenia:

7. Właściwości redukujące kwasów beztlenowych

Wszystkie kwasy beztlenowe (z wyjątkiem HF) mogą wykazywać właściwości redukujące ze względu na pierwiastek chemiczny zawarty w anionie pod wpływem różnych środków utleniających. Na przykład wszystkie kwasy halogenowodorowe (z wyjątkiem HF) są utleniane przez dwutlenek manganu, nadmanganian potasu i dichromian potasu. W tym przypadku jony halogenkowe utleniają się do wolnych halogenów:

4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2O

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

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

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

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

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

Kwasy to związki chemiczne, które są w stanie oddać naładowany elektrycznie jon wodorowy (kation), a także przyjąć dwa oddziałujące elektrony, w wyniku czego powstaje wiązanie kowalencyjne.

W tym artykule przyjrzymy się głównym kwasom badanym w średnich klasach szkół średnich, a także poznamy wiele interesujących faktów na temat szerokiej gamy kwasów. Zacznijmy.

Kwasy: rodzaje

W chemii istnieje wiele różnych kwasów, które mają bardzo różne właściwości. Chemicy rozróżniają kwasy na podstawie zawartości tlenu, lotności, rozpuszczalności w wodzie, wytrzymałości, stabilności oraz tego, czy należą do organicznej czy nieorganicznej klasy związków chemicznych. W tym artykule przyjrzymy się tabeli przedstawiającej najbardziej znane kwasy. Tabela pomoże Ci zapamiętać nazwę kwasu i jego wzór chemiczny.

Wszystko jest więc wyraźnie widoczne. W poniższej tabeli przedstawiono najbardziej znane kwasy w przemyśle chemicznym. Tabela pomoże Ci znacznie szybciej zapamiętać nazwy i formuły.

Kwas siarkowodorowy

H2S oznacza kwas wodorosiarczkowy. Jego osobliwość polega na tym, że jest również gazem. Siarkowodór jest bardzo słabo rozpuszczalny w wodzie, a także oddziałuje z wieloma metalami. Kwas siarkowodór należy do grupy „słabych kwasów”, których przykłady rozważymy w tym artykule.

H 2 S ma lekko słodki smak i bardzo silny zapach zgniłych jaj. W naturze można go znaleźć w gazach naturalnych lub wulkanicznych, uwalnia się także podczas rozkładu białek.

Właściwości kwasów są bardzo zróżnicowane i nawet jeśli kwas jest niezbędny w przemyśle, może być bardzo szkodliwy dla zdrowia ludzkiego. Kwas ten jest bardzo toksyczny dla ludzi. Po wdychaniu niewielkiej ilości siarkowodoru osoba odczuwa ból głowy, silne nudności i zawroty głowy. Jeśli dana osoba wdycha dużą ilość H 2 S, może to prowadzić do drgawek, śpiączki, a nawet natychmiastowej śmierci.

Kwas Siarkowy

H 2 SO 4 to mocny kwas siarkowy, z którym dzieci zapoznają się na lekcjach chemii w 8. klasie. Kwasy chemiczne, takie jak kwas siarkowy, są bardzo silnymi utleniaczami. H 2 SO 4 działa jako środek utleniający na wiele metali, a także na zasadowe tlenki.

H 2 SO 4 powoduje oparzenia chemiczne w kontakcie ze skórą lub ubraniem, ale nie jest tak toksyczny jak siarkowodór.

Kwas azotowy

Silne kwasy są bardzo ważne w naszym świecie. Przykłady takich kwasów: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 jest dobrze znanym kwasem azotowym. Znalazło szerokie zastosowanie w przemyśle i rolnictwie. Wykorzystuje się go do produkcji różnych nawozów, w biżuterii, w druku fotograficznym, do produkcji leków i barwników, a także w przemyśle wojskowym.

Kwasy chemiczne, takie jak kwas azotowy, są bardzo szkodliwe dla organizmu. Pary HNO 3 pozostawiają wrzody, powodują ostry stan zapalny i podrażnienie dróg oddechowych.

Kwas azotowy

Kwas azotawy jest często mylony z kwasem azotowym, ale istnieje między nimi różnica. Faktem jest, że jest znacznie słabszy od azotu, ma zupełnie inne właściwości i działanie na organizm człowieka.

HNO 2 znalazł szerokie zastosowanie w przemyśle chemicznym.

Kwas fluorowodorowy

Kwas fluorowodorowy (lub fluorowodór) to roztwór H2O z HF. Wzór kwasu to HF. Kwas fluorowodorowy jest bardzo aktywnie wykorzystywany w przemyśle aluminiowym. Służy do rozpuszczania krzemianów, trawienia krzemu i szkła krzemianowego.

Fluorowodór jest bardzo szkodliwy dla organizmu człowieka i w zależności od jego stężenia może być łagodnym narkotykiem. W przypadku kontaktu ze skórą początkowo nie ma żadnych zmian, jednak po kilku minutach może pojawić się ostry ból i oparzenie chemiczne. Kwas fluorowodorowy jest bardzo szkodliwy dla środowiska.

Kwas chlorowodorowy

HCl to chlorowodór i mocny kwas. Chlorowodór zachowuje właściwości kwasów należących do grupy mocnych kwasów. Kwas jest przezroczysty i bezbarwny, ale dymi w powietrzu. Chlorowodór znajduje szerokie zastosowanie w przemyśle metalurgicznym i spożywczym.

Kwas ten powoduje oparzenia chemiczne, jednak dostanie się do oczu jest szczególnie niebezpieczne.

Kwas fosforowy

Kwas fosforowy (H 3 PO 4) jest słabym kwasem w swoich właściwościach. Ale nawet słabe kwasy mogą mieć właściwości silnych. Na przykład H 3 PO 4 stosuje się w przemyśle do przywracania żelaza z rdzy. Ponadto kwas fosforowy (lub ortofosforowy) jest szeroko stosowany w rolnictwie - wytwarza się z niego wiele różnych nawozów.

Właściwości kwasów są bardzo podobne - prawie każdy z nich jest bardzo szkodliwy dla organizmu ludzkiego, H 3 PO 4 nie jest wyjątkiem. Na przykład kwas ten powoduje również poważne oparzenia chemiczne, krwawienia z nosa i odpryskiwanie zębów.

Kwas węglowy

H 2 CO 3 jest słabym kwasem. Otrzymuje się go poprzez rozpuszczenie CO 2 (dwutlenku węgla) w H 2 O (wodzie). Kwas węglowy jest stosowany w biologii i biochemii.

Gęstość różnych kwasów

Gęstość kwasów zajmuje ważne miejsce w teoretycznej i praktycznej części chemii. Znając gęstość, możesz określić stężenie konkretnego kwasu, rozwiązać problemy z obliczeniami chemicznymi i dodać odpowiednią ilość kwasu, aby zakończyć reakcję. Gęstość dowolnego kwasu zmienia się w zależności od stężenia. Na przykład im wyższy procent stężenia, tym wyższa gęstość.

Ogólne właściwości kwasów

Absolutnie wszystkie kwasy są (to znaczy składają się z kilku elementów układu okresowego) i koniecznie zawierają H (wodór) w swoim składzie. Następnie przyjrzymy się, które są powszechne:

1. Wszystkie kwasy zawierające tlen (we wzorze, w którym występuje O) po rozkładzie tworzą wodę, a także kwasy beztlenowe rozkładają się na proste substancje (na przykład 2HF rozkłada się na F2 i H2).
2. Kwasy utleniające reagują ze wszystkimi metalami z szeregu aktywności metali (tylko tymi znajdującymi się na lewo od H).
3. Oddziałują z różnymi solami, ale tylko z tymi, które utworzył jeszcze słabszy kwas.

Kwasy znacznie różnią się od siebie właściwościami fizycznymi. W końcu mogą mieć zapach lub nie, a także znajdować się w różnych stanach fizycznych: ciekłym, gazowym, a nawet stałym. Kwasy stałe są bardzo interesujące do zbadania. Przykłady takich kwasów: C 2 H 2 0 4 i H 3 BO 3.

Stężenie

Stężenie to wartość określająca skład ilościowy dowolnego roztworu. Na przykład chemicy często muszą określić, ile czystego kwasu siarkowego występuje w rozcieńczonym kwasie H 2 SO 4. W tym celu do miarki wlewają niewielką ilość rozcieńczonego kwasu, ważą i określają stężenie za pomocą wykresu gęstości. Stężenie kwasów jest ściśle powiązane z gęstością, często przy wyznaczaniu stężenia pojawiają się problemy obliczeniowe, gdy trzeba określić procent czystego kwasu w roztworze.

Klasyfikacja wszystkich kwasów według liczby atomów H w ich wzorze chemicznym

Jedną z najpopularniejszych klasyfikacji jest podział wszystkich kwasów na kwasy jednozasadowe, dwuzasadowe i odpowiednio trójzasadowe. Przykłady kwasów jednozasadowych: HNO 3 (azotowy), HCl (chlorowodorowy), HF (fluorowodorowy) i inne. Kwasy te nazywane są jednozasadowymi, ponieważ zawierają tylko jeden atom H. Takich kwasów jest wiele, nie sposób zapamiętać absolutnie każdego. Trzeba tylko pamiętać, że kwasy dzieli się także ze względu na liczbę atomów H w ich składzie. Kwasy dwuzasadowe definiuje się podobnie. Przykłady: H 2 SO 4 (siarka), H 2 S (siarkowodór), H 2 CO 3 (węgiel) i inne. Trójzasadowy: H 3 PO 4 (fosforowy).

Podstawowa klasyfikacja kwasów

Jedną z najpopularniejszych klasyfikacji kwasów jest ich podział na zawierające tlen i beztlenowe. Jak zapamiętać, nie znając wzoru chemicznego substancji, że jest to kwas zawierający tlen?

Wszystkim kwasom beztlenowym brakuje ważnego pierwiastka O – tlenu, ale zawierają H. Dlatego do ich nazwy zawsze dołączone jest słowo „wodór”. HCl to H 2 S - siarkowodór.

Ale możesz także napisać formułę opartą na nazwach kwasów zawierających kwasy. Na przykład, jeśli liczba atomów O w substancji wynosi 4 lub 3, wówczas do nazwy zawsze dodaje się przyrostek -n- i końcówkę -aya-:

• H 2 SO 4 - siarka (liczba atomów - 4);
• H 2 SiO 3 - krzem (liczba atomów - 3).

Jeśli substancja ma mniej niż trzy lub trzy atomy tlenu, w nazwie stosuje się przyrostek -ist-:

• HNO 2 - azotowy;
• H 2 SO 3 - siarkowy.

Właściwości ogólne

Wszystkie kwasy mają smak kwaśny i często lekko metaliczny. Istnieją jednak inne podobne właściwości, które teraz rozważymy.

Istnieją substancje zwane wskaźnikami. Wskaźniki zmieniają kolor lub kolor pozostaje, ale zmienia się jego odcień. Dzieje się tak, gdy na wskaźniki wpływają inne substancje, takie jak kwasy.

Przykładem zmiany koloru jest tak znany produkt jak herbata i kwas cytrynowy. Po dodaniu cytryny do herbaty herbata stopniowo zaczyna zauważalnie rozjaśniać. Wynika to z faktu, że cytryna zawiera kwas cytrynowy.

Istnieją inne przykłady. Lakmus, który w środowisku obojętnym ma kolor liliowy, po dodaniu kwasu solnego zmienia kolor na czerwony.

Gdy naprężenia będą w szeregu naprężeń przed wodorem, uwolnią się pęcherzyki gazu - H. Jeśli jednak metal znajdujący się w szeregu naprężeń po H zostanie umieszczony w probówce z kwasem, to nie zajdzie żadna reakcja, nie będzie wydzielanie gazu. Zatem miedź, srebro, rtęć, platyna i złoto nie reagują z kwasami.

W tym artykule zbadaliśmy najsłynniejsze kwasy chemiczne, a także ich główne właściwości i różnice.

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

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

Właściwości fizyczne

Właściwości fizyczne kwasów często dostarczają wskazówek co do ich charakteru. Kwasy mogą występować w trzech postaciach: stałej, ciekłej i gazowej. Na przykład: kwas azotowy (HNO3) i kwas siarkowy (H2SO4) to bezbarwne ciecze; borowy (H3BO3) i metafosforowy (HPO3) to kwasy stałe. Niektóre z nich mają kolor i zapach. Różne kwasy różnie rozpuszczają się w wodzie. Są też nierozpuszczalne: H2SiO3 – krzem. Substancje płynne mają kwaśny smak. Nazwy niektórych kwasów pochodzą od owoców, w których się znajdują: kwas jabłkowy, kwas cytrynowy. Inne wzięły swoją nazwę od zawartych w nich pierwiastków chemicznych.

Klasyfikacja kwasów

Kwasy są zwykle klasyfikowane według kilku kryteriów. Pierwszy opiera się na zawartości tlenu w nich. Mianowicie: zawierający tlen (HClO4 – chlor) i beztlenowy (H2S – siarkowodór).

Według liczby atomów wodoru (według zasadowości):

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

Według klas związków chemicznych dzieli się je na kwasy organiczne i nieorganiczne. Te pierwsze występują głównie w produktach pochodzenia roślinnego: kwas octowy, mlekowy, nikotynowy, askorbinowy. Do kwasów nieorganicznych zalicza się: siarkowy, azotowy, borowy, arsenowy. Spektrum ich zastosowań jest dość szerokie, począwszy od potrzeb przemysłowych (produkcja barwników, elektrolitów, ceramiki, nawozów itp.) po gotowanie czy czyszczenie kanałów ściekowych. Kwasy można również klasyfikować według siły, lotności, stabilności i rozpuszczalności w wodzie.

Właściwości chemiczne

Rozważmy podstawowe właściwości chemiczne kwasów.

• Pierwszą z nich jest interakcja ze wskaźnikami. Jako wskaźniki stosuje się lakmus, oranż metylowy, fenoloftaleinę i uniwersalny papierek wskaźnikowy. W roztworach kwasowych kolor wskaźnika zmieni kolor: lakmusowy i uniwersalny ind. papier zmieni kolor na czerwony, oranż metylowy zmieni kolor na różowy, fenoloftaleina pozostanie bezbarwna.
• Drugim jest oddziaływanie kwasów z zasadami. Reakcja ta nazywana jest również neutralizacją. Kwas reaguje z zasadą dając sól + wodę. Na przykład: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2H2O.
• Ponieważ prawie wszystkie kwasy są dobrze rozpuszczalne w wodzie, neutralizację można przeprowadzić zarówno przy użyciu rozpuszczalnych, jak i nierozpuszczalnych zasad. Wyjątkiem jest kwas krzemowy, który jest prawie nierozpuszczalny w wodzie. Do jego zneutralizowania potrzebne są zasady takie jak KOH czy NaOH (są rozpuszczalne w wodzie).
• Trzecim jest oddziaływanie kwasów z zasadowymi tlenkami. Zachodzi tu także reakcja zobojętniania. Tlenki zasadowe są bliskimi „krewnymi” zasad, dlatego reakcja jest taka sama. Z tych utleniających właściwości kwasów korzystamy bardzo często. Na przykład, aby usunąć rdzę z rur. Kwas reaguje z tlenkiem tworząc rozpuszczalną sól.
• Po czwarte - reakcja z metalami. Nie wszystkie metale reagują równie dobrze z kwasami. Dzieli się je na aktywne (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) i nieaktywne (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Warto również zwrócić uwagę na moc kwasu (silny, słaby). Na przykład kwas solny i siarkowy mogą reagować ze wszystkimi nieaktywnymi metalami, natomiast kwas cytrynowy i szczawiowy są tak słabe, że reagują bardzo powoli nawet z metalami aktywnymi.
• Po piąte, reakcja kwasów zawierających tlen na ogrzewanie. Prawie wszystkie kwasy z tej grupy rozkładają się pod wpływem ogrzewania na tlenek tlenu i wodę. Wyjątkiem są kwas węglowy (H3PO4) i kwas siarkawy (H2SO4). Po podgrzaniu rozkładają się na wodę i gaz. Należy o tym pamiętać. To wszystkie podstawowe właściwości kwasów.

7. Kwasy. Sól. Zależności między klasami substancji nieorganicznych

7.1. Kwasy

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

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

Tabela 7.1

Wzory i nazwy niektórych kwasów, reszt kwasów i soli

Formuła kwasowa	Nazwa kwasu	Pozostałość kwasowa (anion)	Nazwa soli (średnia)
HF	Fluorowodny (fluorowy)	F-	Fluorki
HCl	Solny (chlorowodorowy)	Cl-	Chlorki
HBr	Bromowodorowy	Br-	Bromki
CZEŚĆ	Jodowodorek	ja -	Jodki
H2S	Siarkowodór	S 2-	Siarczki
H2SO3	Siarkawy	SO 3 2 −	Siarczyny
H2SO4	Siarkowy	SO 4 2 −	Siarczany
HNO2	Azotowy	NO2−	Azotyny
HNO3	Azot	NIE 3-	Azotany
H2SiO3	Krzem	SiO3 2-	Krzemiany
HPO 3	Metafosforowy	PO 3-	Metafosforany
H3PO4	Ortofosforowy	PO 4 3 −	Ortofosforany (fosforany)
H4P2O7	Pirofosforowy (bifosforowy)	P 2 O 7 4 -	Pirofosforany (difosforany)
HMnO4	Mangan	MnO4-	Nadmanganiany
H2CrO4	Chrom	CrO42-	Chromiany
H2Cr2O7	Dichrom	Cr2O72-	Dichromiany (bichromiany)
H2SeO4	Selen	SeO4 2-	Seleniany
H3BO3	Bornaja	BO 3 3 −	Ortoborany
HClO	Podchlorany	ClO –	Podchloryny
HClO2	Chlorek	ClO2−	Chloryny
HClO3	Chlorawy	ClO3-	Chlorany
HClO4	Chlor	ClO4-	Nadchlorany
H2CO3	Węgiel	CO 3 3 -	Węglany
CH3COOH	Ocet	CH3COO-	Octany
HCOOH	Mrówka	HCOO-	mrówczany

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

Wiele kwasów jest znanych tylko w roztworach. Są to wszystkie halogenowodory (HCl, HBr, HI), siarkowodór H2S, cyjanowodór (cyjanowodorowy HCN), węglowy H2CO3, siarkowy kwas H2SO3, które są roztworami gazów w wodzie. Na przykład kwas solny to mieszanina HCl i H 2 O, kwas węglowy to mieszanina CO 2 i H 2 O. Oczywiste jest, że użycie wyrażenia „roztwór kwasu solnego” jest nieprawidłowe.

Większość kwasów jest rozpuszczalna w wodzie, kwas krzemowy H 2 SiO 3 jest nierozpuszczalny. Zdecydowana większość kwasów ma strukturę molekularną. Przykładowe wzory strukturalne kwasów:

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

Kwasy są klasyfikowane według szeregu cech (tabela 7.2).

Tabela 7.2

Klasyfikacja kwasów

Znak klasyfikacji	Typ kwasowy	Przykłady
Liczba jonów wodoru powstałych po całkowitej dysocjacji cząsteczki kwasu	Monobazowa	HCl, HNO3, CH3COOH
	Dwuzasadowy	H2SO4, H2S, H2CO3
	Trójzasadowy	H3PO4, H3AsO4
Obecność lub brak atomu tlenu w cząsteczce	Zawierający tlen (wodorotlenki kwasowe, oksokwasy)	HNO2, H2SiO3, H2SO4
	Beztlenowy	HF, H2S, HCN
Stopień dysocjacji (siła)	Silne (całkowicie dysocjują, mocne elektrolity)	HCl, HBr, HI, H2SO4 (rozcieńczony), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7
	Słabe (częściowo zdysocjowane, słabe elektrolity)	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 (stęż.)
Właściwości utleniające	Utleniacze ze względu na jony H + (kwasy warunkowo nieutleniające)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (dil), H 3 PO 4, CH 3 COOH
	Utleniacze ze względu na anion (kwasy utleniające)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (stęż.), H 2 Cr 2 O 7
	Środki redukujące anion	HCl, HBr, HI, H2S (ale nie HF)
Stabilność termiczna	Istnieją tylko w rozwiązaniach	H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2
	Łatwo rozkłada się pod wpływem ogrzewania	H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3
	Stabilny termicznie	H 2 SO 4 (stężony), H 3 PO 4

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

1. Wodne roztwory kwasów pod wpływem nadmiaru jonów H+ zmieniają barwę fioletu lakmusowego i oranżu metylowego na czerwoną (fenoloftaleina nie zmienia koloru i pozostaje bezbarwna). W wodnym roztworze słabego kwasu węglowego lakmus nie jest czerwony, ale różowy, roztwór nad osadem bardzo słabego kwasu krzemowego w ogóle nie zmienia koloru wskaźników.

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

Przykład 7.1. Do przeprowadzenia transformacji BaO → BaSO 4 można zastosować: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2SO4; d) SO 3.

Rozwiązanie. Transformację można przeprowadzić stosując H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO3 = BaSO4

Na2SO4 nie reaguje z BaO, a w reakcji BaO z SO2 powstaje siarczyn baru:

BaO + SO2 = BaSO3

Odpowiedź: 3).

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

HCl + NH3 = NH4Cl - chlorek amonu;

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

4. Kwasy nieutleniające reagują z metalami znajdującymi się w szeregu aktywności aż do wodoru, tworząc sól i uwalniając wodór:

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

2HCl + Zn = ZnCl2 = H2

Oddziaływanie kwasów utleniających (HNO 3, H 2 SO 4 (stęż.)) z metalami jest bardzo specyficzne i jest brane pod uwagę przy badaniu chemii pierwiastków i ich związków.

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

a) w większości przypadków, gdy silniejszy kwas reaguje z solą słabszego kwasu, powstają sole słabego kwasu i słabego kwasu lub, jak to się mówi, silniejszy kwas wypiera słabszy. Szereg malejącej mocy kwasów wygląda następująco:

Przykłady zachodzących reakcji:

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + 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

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

Nie oddziałują ze sobą np. KCl i H 2 SO 4 (rozcieńczony), NaNO 3 i H 2 SO 4 (rozcieńczony), K 2 SO 4 i HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 i H2CO3, CH3COOK i H2CO3;

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

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

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

Takie reakcje są możliwe, gdy osady powstałych soli nie rozpuszczają się w powstałych rozcieńczonych mocnych kwasach (H2SO4 i HNO3);

c) w przypadku tworzenia się osadów nierozpuszczalnych w mocnych kwasach może nastąpić reakcja pomiędzy mocnym kwasem a solą utworzoną przez inny mocny kwas:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HCl

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Przykład 7.2. Wskaż wiersz zawierający wzory substancji reagujących z H 2 SO 4 (rozcieńczonym).

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) Na2SO3, Mg, Zn(OH) 2.

Rozwiązanie. Wszystkie substancje z wiersza 4 oddziałują z H 2 SO 4 (dil):

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

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2

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

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

Odpowiedź: 4).

6. Stężony kwas siarkowy zachowuje się bardzo specyficznie w reakcjach z solami. Jest to kwas nielotny i stabilny termicznie, dlatego wypiera wszystkie mocne kwasy ze stałych (!) soli, gdyż są one bardziej lotne niż H2SO4 (stęż.):

KCl (tv) + H2SO4 (stęż.) KHSO4 + HCl

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

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

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

3) KNO 3 (telewizja);

Rozwiązanie. Obydwa kwasy reagują z KF, Na 2 CO 3 i Na 3 PO 4, a tylko H 2 SO 4 (stężony) reaguje z KNO 3 (stałym).

Odpowiedź: 3).

Metody wytwarzania kwasów są bardzo zróżnicowane.

Kwasy beztlenowe odbierać:

• poprzez rozpuszczenie odpowiednich gazów w wodzie:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

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

• z soli przez podstawienie silniejszymi lub mniej lotnymi kwasami:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

KCl (tv) + H2SO4 (stęż.) = KHSO4 + HCl

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

Kwasy zawierające tlen odbierać:

• poprzez rozpuszczenie odpowiednich tlenków kwasowych w wodzie, przy czym stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego w tlenku i kwasie pozostaje taki sam (z wyjątkiem 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

• utlenianie niemetali kwasami utleniającymi:

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

• poprzez wyparcie mocnego kwasu z soli innego mocnego kwasu (jeżeli wytrąci się osad nierozpuszczalny w powstałych kwasach):

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• poprzez zastąpienie lotnego kwasu z jego soli mniej lotnym kwasem.

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

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

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

• wyparcie słabszego kwasu z jego soli przez mocniejszy kwas:

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

NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2

K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓