Как называется кислота химическая формула. Названия некоторых неорганических кислот и солей. Общие свойства кислот
Главная » Пол » Как называется кислота химическая формула. Названия некоторых неорганических кислот и солей. Общие свойства кислот

Как называется кислота химическая формула. Названия некоторых неорганических кислот и солей. Общие свойства кислот

Кислоты - это такие химические соединения, которые способны отдавать электрически заряженный ион (катион) водорода, а также принимать два взаимодействущих электрона, вследствие чего образуется ковалентная связь.

В данной статье мы рассмотрим основные кислоты, которые изучают в средних классах общеобразовательных школ, а также узнаем множество интересных фактов о самых разных кислотах. Приступим.

Кислоты: виды

В химии существует множество самых разнообразных кислот, которые имеют самые разные свойства. Химики различают кислоты по содержанию в составе кислорода, по летучести, по растворимости в воде, силе, устойчивости, принадлежности к органическому или неорганическому классу химических соединений. В данной статье мы рассмотрим таблицу, в которой представлены самые известные кислоты. Таблица поможет запомнить название кислоты и ее химическую формулу.

Итак, все наглядно видно. В данной таблице представлены самые известные в химической промышленности кислоты. Таблица поможет намного быстрее запомнить названия и формулы.

Сероводородная кислота

H 2 S - это сероводородная кислота. Ее особенность заключается в том, что она еще и является газом. Сероводород очень плохо растоворяется в воде, а также взаимодействует с очень многими металлами. Сероводородная кислота относится к группе "слабые кислоты", примеры которых мы рассмотрим в данной статье.

H 2 S имеет немного сладковатый вкус, а также очень резкий запах тухлых яиц. В природе ее можно встретить в природном или вулканическом газах, а также она выделяется при гниении белка.

Свойства кислот очень разнообразны, даже если кислота незаменима в промышленности, то может быть очень неполезна для здоровья человека. Данная кислота очень токсична для человека. При вдыхании небольшого количество сероводорода у человека пробуждается головная боль, начинается сильная тошнота и головокружение. Если же человек вдохнет большое количество H 2 S, то это может привести к судорогам, коме или даже мгновенной смерти.

Серная кислота

H 2 SO 4 - это сильная серная кислота, с которой дети знакомятся на уроках химии еще в 8-м классе. Химические кислоты, такие как серная, являются очень сильными окислителями. H 2 SO 4 действует как окислитель на очень многие металлы, а также основные оксиды.

H 2 SO 4 при попадании на кожу или одежду вызывает химические ожоги, однако она не так токсична, как сероводород.

Азотная кислота

В нашем мире очень важны сильные кислоты. Примеры таких кислот: HCl, H 2 SO 4 , HBr, HNO 3 . HNO 3 - это всем известная азотная кислота. Она нашла широкое применение в промышленности, а также в сельском хозяйстве. Ее используют для изготовления различных удобрений, в ювелирном деле, при печати фотографий, в производстве лекарственных препаратов и красителей, а также в военной промышленности.

Такие химические кислоты, как азотная, являются очень вредными для организма. Пары HNO 3 оставляют язвы, вызывают острые воспаления и раздражения дыхательных путей.

Азотистая кислота

Азотистую кислоту очень часто путают с азотной, но разница между ними есть. Дело в том, что намного слабее азотной, у нее совершенно другие свойства и действие на организм человека.

HNO 2 нашла широкое применение в химической промышленности.

Плавиковая кислота

Плавиковая кислота (или фтороводород) - это раствор H 2 O c HF. Формула кислоты - HF. Плавиковая кислота очень активно используется в алюминиевой промышленности. Ею растворяют силикаты, травят кремний, силикатное стекло.

Фтороводород является очень вредным для организма человека, в зависимости от его концентрации может быть легким наркотиком. При попадании на кожу сначала никаких изменений, но уже через несколько минут может появиться резкая боль и химический ожог. Плавиковая кислота очень вредна для окружающего мира.

Соляная кислота

HCl - это хлористый водород, является сильной кислотой. Хлористый водород сохраняет свойства кислот, относящихся к группе сильных. На вид кислота прозрачна и бесцветна, а на воздухе дымится. Хлористый водород широко применяется в металлургической и пищевой промышленностях.

Данная кислота вызывает химические ожоги, но особо опасно ее попадание в глаза.

Фосфорная кислота

Фосфорная кислота (H 3 PO 4) - это по своим свойствам слабая кислота. Но даже слабые кислоты могут иметь свойства сильных. Например, H 3 PO 4 используют в промышленности для восстановления железа из ржавчины. Помимо этого, форсфорная (или ортофосфорная) кислота широко используется в сельском хозяйстве - из нее изготавливают множество разнообразных удобрений.

Свойства кислот очень схожи - практически каждая из них очень вредна для организма человека, H 3 PO 4 не является исключением. Например, эта кислота также вызывает сильные химические ожоги, кровотечения из носа, а также крошение зубов.

Угольная кислота

H 2 CO 3 - слабая кислота. Ее получают при растворении CO 2 (углекислый газ) в H 2 O (вода). Угольную кислоту используют в биологии и биохимии.

Плотность различных кислот

Плотность кислот занимает важное место в теоретической и практической частях химии. Благодаря знанию плотности можно определить концентрацию той или иной кислоты, решить расчетные химические задачи и добавить правильное количество кислоты для совершения реакции. Плотность любой кислоты меняется в зависимости от концентрации. Например, чем больше процент концентрации, тем больше и плотность.

Общие свойства кислот

Абсолютно все кислоты являются (то есть состоят из нескольких элементов таблицы Менделеева), при этом обязательно включают в свой состав H (водород). Далее мы рассмотрим которые являются общими:

  1. Все кислородсодержащие кислоты (в формуле которых присутствует O) при разложении образуют воду, а также А бескислородные при этом разлагаются на простые вещества (например, 2HF разлагается на F 2 и H 2).
  2. Кислоты-окислители взаимодействуют со всеми металлами в ряду активности металлов (только с теми, которые расположены слева от H).
  3. Взаимодействуют с различными солями, но только с теми, которые были образованы еще более слабой кислотой.

По своим физическим свойствам кислоты резко отличаются друг от друга. Ведь они могут иметь запах и не иметь его, а также быть в самых разных агрегатных состояниях: жидких, газообразных и даже твердых. Очень интересны для изучения твердые кислоты. Примеры таких кислот: C 2 H 2 0 4 и H 3 BO 3 .

Концентрация

Концентрацией называют величину, которая определяет количественный состав любого раствора. Например, химикам часто необходимо определить то, сколько в разбавленной кислоте H 2 SO 4 находится чистой серной кислоты. Для этого они наливают небольшое количество разбавленной кислоты в мерный стакан, взвешивают и определяют концентрацию по таблице плотности. Концентрация кислот узко взаимосвязана с плотностью, часто на определение концетрации встречаются расчетные задачи, где нужно определить процентное количество чистой кислоты в растворе.

Классификация всех кислот по количеству атомов H в их химической формуле

Одной из самых популярных классификаций является разделение всех кислот на одноосновные, двухосновные и, соответственно, трехосновные кислоты. Примеры одноосновных кислот: HNO 3 (азотная), HCl (хлороводородная), HF (фтороводородная) и другие. Данные кислоты называются одноосновными, так как в их составе присутствует всего лишь один атом H. Таких кислот множество, абсолютно каждую запомнить невозможно. Нужно лишь запомнить, что кислоты классифицируют и по количеству атомов H в их составе. Аналогично определяются и двухосновные кислоты. Примеры: H 2 SO 4 (серная), H 2 S (сероводородная), H 2 CO 3 (угольная) и другие. Трехосновные: H 3 PO 4 (фосфорная).

Основная классификация кислот

Одной из самых популярных классификаций кислот является разделение их на кислородосодержащие и бескислородные. Как запомнить, не зная химической формулы вещества, что это кислота кислородосодержащая?

У всех бескислородных кислот в составе отсутствует важный элемент O - кислород, но зато в составе есть H. Поэтому к их названию всегда приписывается слово "водородная". HCl - это a H 2 S - сероводородная.

Но и по названиям кислосодержащих кислот можно написать формулу. Например, если число атомов O в веществе - 4 или 3, то к названию всегда прибавляется суффикс -н-, а также окончание -ая-:

  • H 2 SO 4 - серная (число атомов - 4);
  • H 2 SiO 3 - кремниевая (число атомов - 3).

Если же в веществе меньше трех атомов кислорода или три, то в названии используется суффикс -ист-:

  • HNO 2 - азотистая;
  • H 2 SO 3 - сернистая.

Общие свойства

Все кислоты имеют вкус кислый и часто немного металлический. Но есть и другие схожие свойства, которые мы сейчас рассмотрим.

Есть такие вещества, которые называются индикаторами. Индикаторы изменяют свой цвет, или же цвет остается, но меняется его оттенок. Это происходит в то время, когда на индикаторы действуют какие-то другие вещества, например кислоты.

Примером изменения цвета может служить такой привычный многим продукт, как чай, и лимонная кислота. Когда в чай бросают лимон, то чай постепенно начинает заметно светлеть. Это происходит из-за того, что в лимоне содержится лимонная кислота.

Существуют и другие примеры. Лакмус, который в нейтральной среде имеет сиреневый цвет, при добавлении соляной кислоты становится красным.

При находящимися в ряду напряженности до водорода, выделяются пузырьки газа - H. Однако если в пробирку с кислотой поместить металл, который находится в ряду напряженности после H, то никакой реакции не произойдет, выделения газа не будет. Так, медь, серебро, ртуть, платина и золото с кислотами реагировать не будут.

В данной статье мы рассмотрели самые известные химические кислоты, а также их главные свойства и различия.

  • Физические и химические выражения порций, долей и количества вещества. Атомная единица массы, а.е.м. Моль вещества, постоянная Авогадро. Молярная масса. Относительные атомная и молекулярная масса вещества. Массовая доля химического элемента
  • Строение вещества. Ядерная модель строения атома. Состояние электрона в атоме. Заполнение электронами орбиталей, принцип наименьшей энергии, правило Клечковского, принцип Паули, правило Хунда
  • Периодический закон в современной формулировке. Периодическая система. Физический смысл периодического закона. Структура периодической системы. Изменение свойств атомов химических элементов главных подгрупп. План характеристики химического элемента.
  • Периодическая система Менделеева. Высшие оксиды. Летучие водородные соединения. Растворимость, относительные молекулярные массы солей, кислот, оснований, оксидов, органических веществ. Ряды электроотрицательности, анионов, активности и напряжений металлов
  • Электрохимический ряд активности металлов и водорода таблица, электрохимический ряд напряжений металлов и водорода, ряд электроотрицательности химических элементов, ряд анионов
  • Химическая связь. Понятия. Правило октета. Металлы и неметаллы. Гибридизация электронных орбиталей. Валентные электроны, понятие валентности, понятие электроотрицательности
  • Виды химической связи. Ковалентная связь - полярная, неполярная. Характеристики, механизмы образования и виды ковалентной связи. Ионная связь. Степень окисления. Металлическая связь. Водородная связь.
  • Химические реакции. Понятия и признаки, Закон сохранения массы, Типы (соединения, разложения, замещения, обмена). Классификация: Обратимые и необратимые, Экзотермические и эндотермические, Окислительно-восстановительные, Гомогенные и гетерогенные
  • Вы сейчас здесь: Важнейшие классы неорганических веществ. Оксиды. Гидроксиды. Соли. Кислоты, основания, амфотерные вещества. Важнейшие кислоты и их соли. Генетическая связь важнейших классов неорганических веществ.
  • Химия неметаллов. Галогены. Сера. Азот. Углерод. Инертные газы
  • Химия металлов. Щелочные металлы. Элементы IIА группы. Алюминий. Железо
  • Закономерности течения химических реакций. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье. Катализ
  • Растворы. Электролитическая диссоциация. Понятия, растворимость, электролитическая диссоциация, теория электролитическoй диссоциации, степень диссоциации, диссоциация кислот, оснований и солей, нейтральная, щелочная и кислая среда
  • Реакции в растворах электролитов + Окислительно-восстановительные реакции. (Реакции ионного обмена. Образование малорастворимого, газообразного, малодиссоциирующего вещества. Гидролиз водных растворов солей. Окислитель. Восстановитель.)
  • Классификация органических соединений. Углеводороды. Производные углеводородов. Изомерия и гомология органических соединений
  • Важнейшие производные углеводородов: спирты, фенолы, карбонильные соединения, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты
  • Рассмотрим наиболее часто встречающиеся в учебной литературе формулы кислот:

    Легко заметить, что объединяет все формулы кислот наличие атомов водорода (H), стоящего на первом месте в формуле.

    Определение валентности кислотного остатка

    Из приведённого списка видно, что количество этих атомов может отличаться. Кислоты, в составе которых есть всего один атом водорода, называют одноосновными (азотная, соляная и другие). Серная, угольная, кремниевая кислоты — двухосновные, так как в их формулах по два атома H. Молекула трёхосновной фосфорной кислоты содержит три водородных атома.

    Таким образом, количество H в формуле характеризует основность кислоты.

    Тот атом, или группа атомов, которые записаны после водорода, называют кислотными остатками. Например, в сероводородной кислоте остаток состоит из одного атома — S, а в фосфорной, сернистой и многих других — из двух, причём один из них обязательно кислород (O). По этому признаку все кислоты делят на кислородсодержащие и бескислородные.

    Каждый кислотный остаток обладает определённой валентностью. Она равна количеству атомов Н в молекуле этой кислоты. Валентность остатка HCl равна единице, так как это одноосновная кислота. Такую же валентность имеют остатки азотной, хлорной, азотистой кислот. Валентность остатка серной кислоты (SO 4) равна двум, так как атомов водорода в ее формуле два. Трехвалентен остаток фосфорной кислоты.

    Кислотные остатки — анионы

    Помимо валентности, кислотные остатки обладают зарядами и являются анионами. Их заряды указаны в таблице растворимости: CO 3 2− , S 2− , Cl − и так далее. Обратите внимание: заряд кислотного остатка численно совпадает с его валентностью. Например, в кремниевой кислоте, формула которой H 2 SiO 3 , кислотный остаток SiO 3 имеет валентность, равную II, и заряд 2-. Таким образом, зная заряд кислотного остатка, легко определить его валентность и наоборот.

    Подведём итог. Кислотами — соединения, образованные атомами водорода и кислотными остатками. С точки зрения теории электролитической диссоциации можно дать другое определение: кислоты — электролиты, в растворах и расплавах которых присутствуют катионы водорода и анионы кислотных остатков.

    Подсказки

    Химические формулы кислот, как правило, заучивают наизусть, как и их названия. Если вы забыли, сколько атомов водорода в той или иной формуле, но знаете, как выглядит ее кислотный остаток, на помощь вам придёт таблица растворимости. Заряд остатка совпадает по модулю с валентностью, а та — с количеством H. К примеру, вы помните, что остаток угольной кислоты — CO 3 . По таблице растворимости определяете, что его заряд 2-, значит, он двухвалентен, то есть угольная кислота имеет формулу H 2 CO 3 .

    Часто возникает путаница с формулами серной и сернистой, а также азотной и азотистой кислот. Здесь тоже есть один момент, облегчающий запоминание: название той кислоты из пары, в которой атомов кислорода больше, заканчивается на -ная (серная, азотная). Кислота с меньшим количеством атомов кислорода в формуле, имеет название, заканчивающееся на -истая (сернистая, азотистая).

    Однако эти подсказки помогут лишь в том случае, если формулы кислот вам знакомы. Повторим их ещё раз.

    Формула кислоты Название кислоты Название соли Соответствующий оксид
    HCl Соляная Хлориды ----
    HI Йодоводородная Иодиды ----
    HBr Бромоводородная Бромиды ----
    HF Плавиковая Фториды ----
    HNO 3 Азотная Нитраты N 2 O 5
    H 2 SO 4 Серная Сульфаты SO 3
    H 2 SO 3 Сернистая Сульфиты SO 2
    H 2 S Сероводородная Сульфиды ----
    H 2 CO 3 Угольная Карбонаты CO 2
    H 2 SiO 3 Кремниевая Силикаты SiO 2
    HNO 2 Азотистая Нитриты N 2 O 3
    H 3 PO 4 Фосфорная Фосфаты P 2 O 5
    H 3 PO 3 Фосфористая Фосфиты P 2 O 3
    H 2 CrO 4 Хромовая Хроматы CrO 3
    H 2 Cr 2 O 7 Двухромовая Бихроматы CrO 3
    HMnO 4 Марганцовая Перманганаты Mn 2 O 7
    HClO 4 Хлорная Перхлораты Cl 2 O 7

    Кислоты в лаборатории можно получить:

    1) при растворении кислотных оксидов в воде:

    N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3 ;

    CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 ;

    2) при взаимодействии солей с сильными кислотами:

    Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ¯ + 2NaCl;

    Pb(NO 3) 2 + 2HCl → PbCl 2 ¯ + 2HNO 3 .

    Кислоты взаимодействуют с металлами, основаниями, основными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и солями:

    Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ­;

    Cu + 4HNO 3 (концентр.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

    H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 ¯ + 2H 2 O;

    2HBr + MgO → MgBr 2 + H 2 O;

    6HI + Al 2 O 3 → 2AlBr 3 + 3H 2 O;

    H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 → ZnSO 4 + 2H 2 O;

    AgNO 3 + HCl → AgCl¯ + HNO 3 .

    Обычно кислоты взаимодействуют только с теми металлами, которые в электрохимическом ряду напряжения стоят до водорода, при этом выделяется свободный водород. С малоактивными металлами (в электрохимическом ряду напряжения стоят после водорода) такие кислоты не взаимодействуют. Кислоты, являющиеся сильными окислителями (азотная, концентрированная серная), реагируют со всеми металлами, за исключением благородных (золото, платина), но при этом выделяется не водород, а вода и оксид, например, SO 2 или NO 2 .

    Солью называют продукт замещения водорода в кислоте на металл.

    Все соли делятся на:

    средние – NaCl, K 2 CO 3 , KMnO 4 , Ca 3 (PO 4) 2 и др.;

    кислые – NaHCO 3 , KH 2 PO 4 ;

    основные – CuOHCl, Fe(OH) 2 NO 3 .

    Средней солью называется продукт полного замещения ионов водорода в молекуле кислоты атомами металла.

    Кислые соли содержат атомы водорода, способные участвовать в химических обменных реакциях. В кислых солях произошло неполное замещение атомов водорода атомами металла.

    Основные соли – это продукт неполного замещения гидроксо-групп оснований многовалентных металлов кислотными остатками. Основные соли всегда содержат гидроксогруппу.

    Средние соли получают взаимодействием:

    1) кислоты и основания:

    NaOH + HCl → NaCl + H 2 O;

    2) кислоты и основного оксида:



    H 2 SO 4 + CaO → CaSO 4 ¯ + H 2 O;

    3) кислотного оксида и основания:

    SO 2 + 2KOH → K 2 SO 3 + H 2 O;

    4) кислотного и основного оксидов:

    MgO + CO 2 → MgCO 3 ;

    5) металла с кислотой:

    Fe + 6HNO 3 (концентр.) → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O;

    6) двух солей:

    AgNO 3 + KCl → AgCl¯ + KNO 3 ;

    7) соли и кислоты:

    Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 SiO 3 ¯;

    8) соли и щелочи:

    CuSO 4 + 2CsOH → Cu(OH) 2 ¯ + Cs 2 SO 4 .

    Кислые соли получают:

    1) при нейтрализации многоосновных кислот щелочью в избытке кислоты:

    H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O;

    2) при взаимодействии средних солей с кислотами:

    СaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca(HCO 3) 2 ;

    3) при гидролизе солей, образованных слабой кислотой:

    Na 2 S + H 2 O → NaHS + NaOH.

    Основные соли получают:

    1) при реакции между основанием многовалентного металла и кислотой в избытке основания:

    Cu(OH) 2 + HCl → CuOHCl + H 2 O;

    2) при взаимодействии средних солей со щелочами:

    СuCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl;

    3) при гидролизе средних солей, образованных слабыми основаниями:

    AlCl 3 +H 2 O → AlOHCl 2 + HCl.

    Соли могут взаимодействовать с кислотами, щелочами, другими солями, с водой (реакция гидролиза):

    2H 3 PO 4 + 3Ca(NO 3) 2 → Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 6HNO 3 ;

    FeCl 3 + 3NaOH → Fe(OH) 3 ¯ + 3NaCl;

    Na 2 S + NiCl 2 → NiS¯ + 2NaCl.

    В любом случае реакция ионного обмена идет до конца только тогда, когда образуется малорастворимое, газообразное или слабо диссоциирующее соединение.

    Кроме того, соли могут взаимодействовать с металлами при условии, что металл более активный (имеет более отрицательный электродный потенциал), чем металл, входящий в состав соли:

    Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

    Для солей также характерны реакции разложения:

    BaCO 3 → BaO + CO 2 ­;

    2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 ­.

    Лабораторная работа №1

    ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА

    ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ

    Опыт 1. Получение щелочей.

    1.1. Взаимодействие металла с водой.

    В кристаллизатор или фарфоровую чашечку налейте дистиллированной воды (примерно 1/2 сосуда). Получите у преподавателя кусочек металлического натрия, предварительно подсушенного фильтровальной бумагой. Бросьте кусочек натрия в кристаллизатор с водой. По окончании реакции добавьте несколько капель фенолфталеина. Отметьте наблюдаемые явления, составьте уравнение реакции. Назовите полученное соединение, запишите его структурную формулу.



    1.2. Взаимодействие оксида металла с водой.

    В пробирку налейте дистиллированной воды (1/3 пробирки) и поместите в нее комочек CaO, тщательно перемешайте, добавьте 1 – 2 капли фенолфталеина. Отметьте наблюдаемые явления, напишите уравнение реакции. Назовите полученное соединение, дайте его структурную формулу.

    Сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка, называются минеральными или неорганическими кислотами. Кислотным остатком являются оксиды и неметаллы, соединённые с водородом. Главное свойство кислот - способность образовывать соли.

    Классификация

    Основная формула минеральных кислот - H n Ac, где Ac - кислотный остаток. В зависимости от состава кислотного остатка выделяют два типа кислот:

    • кислородные, содержащие кислород;
    • бескислородные, состоящие только из водорода и неметалла.

    Основной список неорганических кислот в соответствии с типом представлен в таблице.

    Тип

    Название

    Формула

    Кислородные

    Азотистая

    Дихромовая

    Йодноватая

    Кремниевые - метакремниевая и ортокремниевая

    H 2 SiO 3 и H 4 SiO 4

    Марганцовая

    Марганцовистая

    Метафосфорная

    Мышьяковая

    Ортофосфорная

    Сернистая

    Тиосерная

    Тетратионовая

    Угольная

    Фосфористая

    Фосфорноватистая

    Хлорноватая

    Хлористая

    Хлорноватистая

    Хромовая

    Циановая

    Бескислородные

    Фтороводородная (плавиковая)

    Хлороводородная (соляная)

    Бромоводородная

    Йодоводородная

    Сероводородная

    Циановодородная

    Кроме того, в соответствии со свойствами кислоты классифицируются по следующим признакам:

    • растворимость : растворимые (HNO 3 , HCl) и нерастворимые (H 2 SiO 3);
    • летучесть : летучие (H 2 S, HCl) и нелетучие (H 2 SO 4 , H 3 PO 4);
    • степень диссоциации : сильные (HNO 3) и слабые (H 2 CO 3).

    Рис. 1. Схема классификации кислот.

    Для обозначения минеральных кислот используются традиционные и тривиальные названия. Традиционные названия соответствуют наименованию элемента, который образует кислоту с добавлением морфем -ная, -овая, а также -истая, -новатая, -новатистая для обозначения степени окисления.

    Получение

    Основные методы получения кислот представлены в таблице.

    Свойства

    Большинство кислот - жидкости с кислым вкусом. Вольфрамовая, хромовая, борная и несколько других кислот находятся в твёрдом состоянии при нормальных условиях. Некоторые кислоты (Н 2 СО 3 , H 2 SO 3 , HClO) существуют только в виде водного раствора и относятся к слабым кислотам.

    Рис. 2. Хромовая кислота.

    Кислоты - активные вещества, реагирующие:

    • с металлами:

      Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ;

    • с оксидами:

      CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O;

    • с основанием:

      H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O;

    • с солями:

      Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O.

    Все реакции сопровождаются образованием солей.

    Возможна качественная реакция с изменением цвета индикатора:

    • лакмус окрашивается в красный;
    • метил оранж - в розовый;
    • фенолфталеин не меняется.

    Рис. 3. Цвета индикаторов при взаимодействии кислоты.

    Химические свойства минеральных кислот определяются способностью диссоциироваться в воде с образованием катионов водорода и анионов водородных остатков. Кислоты, реагирующие с водой необратимо (диссоциируются полностью) называются сильными. К ним относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная.

    Что мы узнали?

    Неорганические кислоты образованы водородом и кислотным остатком, которым являются атомы неметалла или оксид. В зависимости от природы кислотного остатка кислоты классифицируются на бескислородные и кислородсодержащие. Все кислоты имеют кислый вкус и способны диссоциироваться в водной среде (распадаться на катионы и анионы). Кислоты получают из простых веществ, оксидов, солей. При взаимодействии с металлами, оксидами, основаниями, солями кислоты образуют соли.

    Тест по теме

    Оценка доклада

    Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 88.



    Предыдущая статья: Следующая статья:

    © 2015 .
    О сайте | Контакты
    | Карта сайта