Номенклатура (название) кислот

Названия кислородосодержащих кислот производятся от названия элемента, образующего кислоту с прибавлением окончаний - ная, - вая, если степень окисления неметалла соответствует номеру группы периодической системы, где расположен неметалл. При понижении степени окисления суффикс меняется на – истая (таблица 5).

– азот ная кислота; – азот истая кислота;

– сер ная кислота; – серн истая кислота.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородосодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием водородных атомов добавляется приставка «мета», при наибольшем числе – приставка «орто».

– мета фосфорная кислота; – орто фосфорная кислота;

– мета кремниевая кислота; – орто кремниевая кислота.

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием - о и прибавлением слова водородная:

HF – фтор о водородная; HCl – хлор о водородная; H₂S – сер о водородная.

Таблица 5 – Формулы и названия наиболее употребляемых кислот и их кислотных остатков

Кислота	Кислотный остаток
Формула	Название	Формула	Название
H2SO4	Серная	HSO	Гидросульфат
SO	Сульфат
HNO3	Азотная	NO	Нитрат
HCl	Хлороводородная (соляная)	Cl-	Хлорид
HBr	Бромоводородная	Br	Бромид
HJ	Йодоводородная	J	Йодид
HClO3	Хлорноватая	ClO	Хлорат
HClO4	Хлорная	ClO	Перхлорат
HMnO4	Марганцевая	MnO	Перманганат
HF	Фтороводородная (плавиковая)	F	Фторид
H2S	Сероводородная	HS	Гидросульфид
S	Сульфид
H2SO3	Сернистая	HSO	Гидросульфит
SO	Сульфит
HNO2	Азотистая	NO	Нитрит
HPO3	Метафосфорная	PO	Метафосфат
H3PO4	Ортофосфорная	H2PO	Дигидроортофосфат
HPO	Гидроортофосфат
PO	Ортофосфат
H2CO3	Угольная	HCO	Гидрокарбонат
CO	Карбонат
H2SiO3	Метакремниевая	HSiO	Гидрометасиликат
SiO	Метасиликат
H4SiO4	Ортокремниевая	SiO	Ортосиликат
H2CrO4	Хромовая	HCrO	Гидрохромат
CrO	Хромат
H2Cr2O7	Двухромовая	HCr2O	Гидродихромат
Cr2O	Дихромат
CH3COOH	Этановая (уксусная)	CH3COO	Ацетат
H3BO3	Борная	BO	Борат
HCN	Циановодородная (синильная)	CN	Цианид
HCOOH	Метановая (муравьиная)	HCOO	Формиат

Получение кислот

Бескислородные кислоты могут быть получены:

1 способ: Взаимодействие неметаллов с водородом, например:

H₂ + Cl₂ → 2HCl,

H₂ + S → H₂S.

2 способ: Взаимодействие растворов солей с более сильными кислотами, например:

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S,

2NaCl + H₂SO₄ 2HCl↑ + Na₂SO₄.

3 способ: Взаимодействием некоторых простых веществ с водой, например:

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO.

Кислородные кислоты можно получить:

1 способ: Взаимодействием растворимых кислотных оксидов с водой, например:

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄,

SO₃ + H₂O → H₂SO₄.

Нужно помнить: при растворении некоторых оксидов с водой может образоваться несколько кислот, например:

2 способ: Реакцией обмена между раствором соли и более сильной кислотой, например:

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ → H₂SiO₃↓ + Na₂SO₄.

При рассмотрении этого способа получения кислот нужно помнить о ряде активности кислот:

HCl, HBr, HI

H₂SO₄ H₂SO₃, H₂CO₃, HF, HNO₂, H₂S,

HNO₃, HClO₄ H₃PO₄, CH₃COOH и др.

Реакции протекают преимущественно в прямом направлении.

3 способ: Взаимодействием некоторых простых веществ с водой, например:

Cl₂ + H₂O → HClO + HCl.

4 способ: Гидролизом растворимых бинарных соединений, например:

Cl₃N + 3HOH → 3HClO + NH₃.

Химические свойства кислот

1) Водные растворы кислот изменяют окраску индикаторов (таблица 6).

Таблица 6 – Окраска индикаторов в растворах кислот

2) При растворении в воде кислоты диссоциируют.

Сильные одноосновные кислоты диссоциируют в водных растворах полностью (на 100%) на ионы водорода и кислотный остаток, например:

HCl → H⁺ + Cl ,

HClO₄ → H⁺ + ClO .

Слабые кислоты (HF, HNO₂, CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S, H₃PO₄ и др.) в водных растворах диссоциируют незначительно. Процесс диссоциации обратим. При этом устанавливается химическое равновесие между молекулами слабой кислоты и ионами, на которые идет диссоциация, например:

HCN ↔ H⁺ +CN .

Многоосновные кислоты в водных растворах диссоциируют по ступеням с постепенным отщеплением катионов водорода Н⁺.

Таким образом, сколько катионов водорода Н⁺ содержится в молекуле кислоты, столько будет ступеней диссоциации у этой кислоты.

Нужно помнить, что многоосновные сильные кислоты по первой ступени диссоциируют необратимо, а слабые кислоты по всем ступеням диссоциируют обратимо, например:

1 ступень: H₂SO₄ → H⁺ + HSO ,

2 ступень: HSO ↔ H⁺ + SO .

1 ступень: H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO ,

2 ступень: HCO ↔ H⁺ + CO .

1 ступень: H₂S ↔ H⁺ + HS ,

2 ступень: HS ↔ H⁺ + S^2-.

1 ступень: H₃РO₄ ↔ H⁺ + H₂PO ,

2 ступень: H₂PO ↔ H⁺ + HPO ,

3 ступень: HPO ↔ H⁺ + PO .

Ступенчатой диссоциацией многоосновных кислот объясняется образование кислых солей.

3) Взаимодействие с активными металлами разбавленных HCl, H₂SO₄ и некоторых других кислот (с образованием соли и выделением газообразного водорода), например:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑,

Zn + H₂SO₄ (разб.) → ZnSO₄ + H₂↑,

2Mg + CH₃COOH → Mg(CH₃COO)₂ + H₂↑.

Малоактивные металлы в этих реакциях не участвуют, например:

Ag + HCl .

4) Взаимодействие металлов и неметаллов с концентрированной H₂SO₄ и разбавленной HNO₃.

а) Концентрированная H₂SO₄ взаимодействует как с активными, так с малоактивными металлами и образуются различные продукты восстановления, например:

ZnSO₄ + H₂O + SO₂ ↑,

Zn + H₂SO₄ (конц.) ZnSO₄ + H₂O + S,

ZnSO₄ + H₂O + H₂S ↑.

Чем активнее металл, тем больше будет выделяться H₂S ↑.

б) При взаимодействии с малоактивными металлами, реакция идёт в одном направлении, например:

Сu + H₂SO₄ (конц.) → CuSO₄ + H₂O + SO₂ ↑.

в) При взаимодействии разбавленной HNO₃ реакция протекает в четырех направлениях, в каждом из направлений образуется соль активного металла, вода и различные продукты восстановления иона (аммиак или соль аммония, либо оксид азота (І) и др.), например:

Zn(NO₃)₂ + H₂O + NH₃,

Zn(NO₃)₂ + H₂O + NH₄NO₃,

Zn + HNO₃ (разбав.) Zn(NO₃)₂ + H₂O + N₂,

Zn(NO₃)₂ + H₂O + N₂O.

Какой продукт восстановления иона образуется, зависит от активности металла, площади его соприкосновения с кислотой и концентрации разбавленной HNO₃.

г) При взаимодействии разбавленной HNO₃ с малоактивными металлами, реакция идёт только в одном направлении, например:

Cu + HNO₃ (разбав.) → Cu(NO₃)₂ + H₂O + NO ↑.

д) Концентрированная H₂SO₄ и HNO₃ кислоты взаимодействует с некоторыми неметаллами – активными восстановителями. При этих реакциях образуются оксиды неметаллов, оксиды серы или азота, например:

H₂SO₄ (конц.) + С → СO₂ + SO₂ + H₂O,

HNO₃ (конц.) + С → СO₂ + NO₂ + H₂O.

5) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами, например:

MgO + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O,

CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O,

ZnO + 2HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + H₂O,

Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O.

6) Взаимодействие с основными и амфотерными гидроксидами, например:

KOH + HCl → KCl + H₂O,

2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2H₂O,

Al(OH)₃ + 3HNO₃ → Al(NO₃)₃ + 3H₂O,

Cr(OH)₃ + 3HCl → CrCl₃ + 3H₂O.

При взаимодействии с многокислотными основаниями и амфотерными гидроксидами реакции протекают по ступеням с образованием основных и средних солей, например:

1 ступень: Fe(OH)₃ + HCl → Fe(OH)₂Cl + H₂O,

2 ступень: Fe(OH)₃ + 2HCl → Fe(OH)Cl₂ + 2H₂O,

3 ступень: Fe(OH)₃ + 3HCl → FeCl₃ + 3H₂O.

При взаимодействии многоосновных кислот с основаниями реакции протекают по ступеням с образованием кислых и средних солей, например:

1 ступень: Н₃РО₄ + КОН → КН₂РО₄ + H₂O,

2 ступень: Н₃РО₄ + 2КОН → К₂НРО₄ + 2H₂O,

3 ступень: Н₃РО₄ + 3КОН → К₃РО₄ + 3H₂O.

7) Взаимодействие с некоторыми нормальными (или средними) солями с образованием новой соли и новой кислоты. Эти реакции возможны в том, случае, если образуется труднорастворимое или газообразное соединение, более слабая кислота, чем исходная, например:

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl,

AgNO₃ + HCl → AgCl↓ + HNO₃,

K₂SiO₃ + 2HCl → H₂SiO₃↓ + 2KCl,

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O.

8) Термическое разложение кислородных кислот, например:

H₂SiO₃ H₂O + SiO₂,

H₂CO₃ H₂O + CO₂↑,

4HNO₃ 4NO₂ + 2H₂O + O₂,

H₂SO₄ H₂O + SO₃.

> 98,3%

9) Диспропорционирование некоторых кислот в низких степенях окисления атома, образующего кислоту, например:

,

.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: