Ácidos- sustancias complejas que constan de uno o más átomos de hidrógeno que pueden ser reemplazados por átomos metálicos y residuos ácidos.
Clasificación de ácidos
1. Por el número de átomos de hidrógeno: número de átomos de hidrógeno ( norte ) determina la basicidad de los ácidos:
norte= 1 monobase
norte= 2 dibases
norte= 3 tribases
2. Por composición:
a) Tabla de ácidos oxigenados, residuos ácidos y óxidos ácidos correspondientes:
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Ácido (H n A) |
Residuo ácido (A) |
Óxido de ácido correspondiente |
|
H 2 SO 4 sulfúrico |
SO 4 (II) sulfato |
SO3 óxido de azufre (VI) |
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HNO 3 nitrógeno |
NO3(I)nitrato |
N 2 O 5 óxido nítrico (V) |
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HMnO 4 manganeso |
MnO 4 (I) permanganato |
Mn2O7 óxido de manganeso ( VII) |
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H 2 SO 3 sulfuroso |
SO 3 (II) sulfito |
SO2 óxido de azufre (IV) |
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H 3 PO 4 ortofosfórico |
Ortofosfato PO 4 (III) |
P 2 O 5 óxido de fósforo (V) |
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HNO 2 nitrogenado |
NO 2 (I) nitrito |
N 2 O 3 óxido nítrico (III) |
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H 2 CO 3 carbón |
carbonato de CO 3 (II) |
CO2 monóxido de carbono ( IV) |
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H 2 SiO 3 silicio |
Silicato de SiO 3 (II) |
SiO 2 óxido de silicio (IV) |
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HClO hipocloroso |
Hipoclorito de ClO(I) |
C l 2 O óxido de cloro (I) |
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Cloruro de HClO 2 |
ClO2 (I) clorito |
C l 2 O 3 óxido de cloro (III) |
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Clorato HClO 3 |
clorato de ClO 3 (I) |
C l 2 O 5 óxido de cloro (V) |
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HClO 4 cloro |
Perclorato de ClO 4 (I) |
C l 2 O 7 óxido de cloro (VII) |
b) Tabla de ácidos libres de oxígeno
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Ácido (H n / A) |
Residuo ácido (A) |
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HCl clorhídrico, clorhídrico |
Cloruro de Cl(I) |
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H 2 S sulfuro de hidrógeno |
Sulfuro de S(II) |
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Bromuro de hidrógeno HBr |
Bromuro de Br(I) |
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Hola yoduro de hidrógeno |
Yo (yo) yoduro |
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Fluoruro de hidrógeno HF, fluoruro |
Fluoruro de F(I) |
Propiedades físicas de los ácidos.
Muchos ácidos, como el sulfúrico, nítrico y clorhídrico, son líquidos incoloros. También se conocen ácidos sólidos: ortofosfórico, metafosfórico. HPO 3, bórico H 3 BO 3 . Casi todos los ácidos son solubles en agua. Un ejemplo de ácido insoluble es el ácido silícico. H2SiO3 . Las soluciones ácidas tienen un sabor amargo. Por ejemplo, muchas frutas adquieren un sabor amargo debido a los ácidos que contienen. De ahí los nombres de los ácidos: cítrico, málico, etc.
Métodos para producir ácidos.
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libre de oxígeno |
que contiene oxígeno |
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HCl, HBr, HI, HF, H2S |
HNO 3, H 2 SO 4 y otros |
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RECEPCIÓN |
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1. Interacción directa de no metales. H2 + Cl2 = 2 HCl |
1. Óxido ácido + agua = ácido SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 |
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2. Reacción de intercambio entre sal y ácido menos volátil. 2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl |
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Propiedades químicas de los ácidos.
1. Cambiar el color de los indicadores.
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Nombre del indicador |
Entorno neutro |
Ambiente ácido |
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Tornasol |
Violeta |
Rojo |
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fenolftaleína |
Incoloro |
Incoloro |
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naranja de metilo |
Naranja |
Rojo |
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Papel indicador universal |
Naranja |
Rojo |
2. Reaccionar con metales en la serie de actividad hasta h 2
(excl. HNO 3 -ácido nítrico)
Vídeo "Interacción de ácidos con metales"
Yo + ÁCIDO = SAL + h 2 (r. sustitución)
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2
3. Con óxidos básicos (anfóteros) – óxidos metálicos
Vídeo "Interacción de óxidos metálicos con ácidos"
Fur x O y + ÁCIDO = SAL + H 2 O (rublo de cambio)
4. Reaccionar con bases – reacción de neutralización
ÁCIDO + BASE= SAL+ h 2 oh (rublo de cambio)
H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O
5. Reaccionar con sales de ácidos débiles y volátiles. Si se forma ácido, precipita o se desprende gas:
2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( r . intercambio )
Video "Interacción de ácidos con sales"
6. Descomposición de ácidos que contienen oxígeno cuando se calientan.
(excl. h 2 ENTONCES 4 ; h 3 CORREOS. 4 )
ÁCIDO = ÓXIDO ÁCIDO + AGUA (r. expansión)
¡Recordar!Ácidos inestables (carbónico y sulfuroso): se descomponen en gas y agua.:
H2CO3 ↔ H2O + CO2
H2SO3 ↔ H2O + SO2
Ácido sulfuro de hidrógeno en productos liberado como gas:
CaS + 2HCl = H2S+CaCl2
TAREAS DE ASIGNACIÓN
No 1. Distribuye las fórmulas químicas de los ácidos en una tabla. Dales nombres:
LiOH, Mn 2 O 7, CaO, Na 3 PO 4, H 2 S, MnO, Fe (OH) 3, Cr 2 O 3, HI, HClO 4, HBr, CaCl 2, Na 2 O, HCl, H 2 SO 4, HNO 3, HMnO 4, Ca (OH) 2, SiO 2, Ácidos
bes-sour-
parientes
que contiene oxígeno
soluble
insoluble
uno-
básico
dos básicos
tres básicos
No. 2. Escribe las ecuaciones de reacción:
Ca+HCl
Na+H2SO4
Al+H2S
Ca + H3PO4
Nombra los productos de la reacción.
No 3. Escribe las ecuaciones de reacción y nombra los productos:
Na2O + H2CO3
ZnO + HCl
CaO + HNO3
Fe 2 O 3 + H 2 SO 4
No 4. Escriba ecuaciones para las reacciones de ácidos con bases y sales:
KOH + HNO3
NaOH + H2SO3
Ca(OH)2 + H2S
Al(OH)3 + HF
HCl + Na 2 SiO 3
H2SO4 + K2CO3
HNO3 + CaCO3
Nombra los productos de la reacción.
CEREMONIAS
Entrenador número 1. "Fórmula y nombres de ácidos"
Entrenador nº 2. "Establecimiento de correspondencia: fórmula ácida - fórmula de óxido"
Precauciones de seguridad: primeros auxilios en caso de contacto del ácido con la piel.
Precauciones de seguridad -
Las sustancias complejas que constan de átomos de hidrógeno y un residuo ácido se denominan ácidos minerales o inorgánicos. El residuo ácido son óxidos y no metales combinados con hidrógeno. La principal propiedad de los ácidos es la capacidad de formar sales.
Clasificación
La fórmula básica de los ácidos minerales es H n Ac, donde Ac es el residuo ácido. Dependiendo de la composición del residuo ácido, se distinguen dos tipos de ácidos:
- oxígeno que contiene oxígeno;
- libre de oxígeno, compuesto únicamente de hidrógeno y no metal.
En la tabla se presenta la lista principal de ácidos inorgánicos según su tipo.
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Tipo |
Nombre |
Fórmula |
|
Oxígeno |
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Nitrogenado |
||
|
dicromo |
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Yodado |
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Silicio: metasilicio y ortosilicio. |
H2SiO3 y H4SiO4 |
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Manganeso |
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Manganeso |
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metafosfórico |
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Arsénico |
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Ortofosfórico |
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Sulfúrico |
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tioazufre |
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tetratiónico |
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Carbón |
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Fosforoso |
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Fosforoso |
||
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Cloroso |
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Cloruro |
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hipocloroso |
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Cromo |
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cian |
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Sin oxígeno |
Fluorhídrico (fluórico) |
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Clorhídrico (sal) |
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bromhídrico |
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yodhídrico |
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sulfuro de hidrógeno |
||
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cianuro de hidrógeno |
Además, según sus propiedades, los ácidos se clasifican según los siguientes criterios:
- solubilidad: soluble (HNO 3, HCl) e insoluble (H 2 SiO 3);
- volatilidad: volátil (H 2 S, HCl) y no volátil (H 2 SO 4, H 3 PO 4);
- grado de disociación: fuerte (HNO 3) y débil (H 2 CO 3).
Arroz. 1. Esquema de clasificación de ácidos.
Se utilizan nombres tradicionales y triviales para designar ácidos minerales. Los nombres tradicionales corresponden al nombre del elemento que forma el ácido con la adición de los morfemas -naya, -ovaya, así como -istaya, -novataya, -novataya para indicar el grado de oxidación.
Recibo
Los principales métodos para producir ácidos se presentan en la tabla.
Propiedades
La mayoría de los ácidos son líquidos con sabor amargo. Los ácidos tungstico, crómico, bórico y varios otros se encuentran en estado sólido en condiciones normales. Algunos ácidos (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) existen sólo en forma de solución acuosa y se clasifican como ácidos débiles.
Arroz. 2. Ácido crómico.
Los ácidos son sustancias activas que reaccionan:
- con metales:
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
- con óxidos:
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O;
- con base:
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O;
- con sales:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O.
Todas las reacciones van acompañadas de la formación de sales.
Es posible una reacción cualitativa con un cambio en el color del indicador:
- el tornasol se vuelve rojo;
- naranja de metilo - a rosa;
- La fenolftaleína no cambia.
Arroz. 3. Colores de los indicadores cuando reacciona el ácido.
Las propiedades químicas de los ácidos minerales están determinadas por su capacidad para disociarse en agua para formar cationes de hidrógeno y aniones de residuos de hidrógeno. Los ácidos que reaccionan irreversiblemente con el agua (se disocian por completo) se denominan fuertes. Estos incluyen cloro, nitrógeno, azufre y cloruro de hidrógeno.
¿Qué hemos aprendido?
Los ácidos inorgánicos están formados por hidrógeno y un residuo ácido, que es un átomo no metálico o un óxido. Dependiendo de la naturaleza del residuo ácido, los ácidos se clasifican en libres de oxígeno y que contienen oxígeno. Todos los ácidos tienen un sabor amargo y son capaces de disociarse en un ambiente acuoso (descomponerse en cationes y aniones). Los ácidos se obtienen a partir de sustancias simples, óxidos y sales. Al interactuar con metales, óxidos, bases y sales, los ácidos forman sales.
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Los ácidos se pueden clasificar según diferentes criterios:
1) La presencia de átomos de oxígeno en el ácido.
2) basicidad ácida
La basicidad de un ácido es la cantidad de átomos de hidrógeno "móviles" en su molécula, capaces de separarse de la molécula de ácido en forma de cationes de hidrógeno H + al disociarse, y también reemplazarse por átomos de metal:
4) Solubilidad
5) Estabilidad
7) Propiedades oxidantes
Propiedades químicas de los ácidos.
1. Capacidad para disociarse
Los ácidos se disocian en soluciones acuosas en cationes de hidrógeno y residuos ácidos. Como ya se mencionó, los ácidos se dividen en bien disociables (fuertes) y poco disociables (débiles). Al escribir la ecuación de disociación de ácidos monobásicos fuertes, se utiliza una flecha que apunta hacia la derecha () o un signo igual (=), lo que muestra que dicha disociación es prácticamente irreversible. Por ejemplo, la ecuación de disociación del ácido clorhídrico fuerte se puede escribir de dos maneras:
o de esta forma: HCl = H + + Cl -
o de esta forma: HCl → H + + Cl -
De hecho, la dirección de la flecha nos dice que el proceso inverso de combinar cationes de hidrógeno con residuos ácidos (asociación) prácticamente no ocurre en ácidos fuertes.
En caso de que queramos escribir la ecuación de disociación de un ácido monoprótico débil, debemos usar dos flechas en la ecuación en lugar del signo. Este signo refleja la reversibilidad de la disociación de ácidos débiles; en su caso, el proceso inverso de combinar cationes de hidrógeno con residuos ácidos es muy pronunciado:
CH3COOH CH3COO — + H +
Los ácidos polibásicos se disocian paso a paso, es decir. Los cationes de hidrógeno se separan de sus moléculas no simultáneamente, sino uno por uno. Por esta razón, la disociación de tales ácidos no se expresa mediante una, sino varias ecuaciones, cuyo número es igual a la basicidad del ácido. Por ejemplo, la disociación del ácido fosfórico tribásico se produce en tres pasos con la separación alterna de cationes 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-
Cabe señalar que cada etapa posterior de disociación ocurre en menor medida que la anterior. Es decir, las moléculas de H 3 PO 4 se disocian mejor (en mayor medida) que los iones H 2 PO 4 -, que, a su vez, se disocian mejor que los iones HPO 4 2-. Este fenómeno está asociado con un aumento en la carga de residuos ácidos, como resultado de lo cual aumenta la fuerza del enlace entre ellos y los iones H + positivos.
De los ácidos polibásicos, la excepción es el ácido sulfúrico. Dado que este ácido se disocia bien en ambas etapas, está permitido escribir la ecuación de su disociación en una etapa:
H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-
2. Interacción de ácidos con metales.
El séptimo punto en la clasificación de los ácidos son sus propiedades oxidantes. Se afirmó que los ácidos son agentes oxidantes débiles y agentes oxidantes fuertes. La gran mayoría de los ácidos (casi todos excepto H 2 SO 4 (conc.) y HNO 3) son agentes oxidantes débiles, ya que pueden exhibir su capacidad oxidante solo gracias a los cationes de hidrógeno. Dichos ácidos pueden oxidar solo aquellos metales que están en la serie de actividad a la izquierda del hidrógeno, y como productos se forman la sal del metal correspondiente y el hidrógeno. Por ejemplo:
H 2 SO 4 (diluido) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + FeFeCl2 + H2
En cuanto a los ácidos oxidantes fuertes, es decir H 2 SO 4 (conc.) y HNO 3 , entonces la lista de metales sobre los que actúan es mucho más amplia e incluye todos los metales antes del hidrógeno en la serie de actividad y casi todos los posteriores. Es decir, el ácido sulfúrico concentrado y el ácido nítrico de cualquier concentración, por ejemplo, oxidarán incluso metales poco activos como el cobre, el mercurio y la plata. La interacción del ácido nítrico y el ácido sulfúrico concentrado con metales, así como con algunas otras sustancias, debido a su especificidad, se considerará por separado al final de este capítulo.
3. Interacción de ácidos con óxidos básicos y anfóteros.
Los ácidos reaccionan con óxidos básicos y anfóteros. El ácido silícico, al ser insoluble, no reacciona con óxidos básicos poco activos ni con óxidos anfóteros:
H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O
6HNO3 + Fe2O3 2Fe(NO3)3 + 3H2O
H2SiO3 + FeO ≠
4. Interacción de ácidos con bases e hidróxidos anfóteros.
HCl + NaOH H2O + NaCl
3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. Interacción de ácidos con sales.
Esta reacción ocurre si se forma un precipitado, gas o un ácido significativamente más débil que el que reacciona. Por ejemplo:
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. Propiedades oxidativas específicas de los ácidos nítrico y sulfúrico concentrado.
Como se mencionó anteriormente, el ácido nítrico en cualquier concentración, así como el ácido sulfúrico exclusivamente en estado concentrado, son agentes oxidantes muy fuertes. En particular, a diferencia de otros ácidos, oxidan no solo los metales que se encuentran antes del hidrógeno en la serie de actividad, sino también casi todos los metales posteriores (excepto el platino y el oro).
Por ejemplo, son capaces de oxidar cobre, plata y mercurio. Sin embargo, es necesario comprender firmemente el hecho de que varios metales (Fe, Cr, Al), a pesar de que son bastante activos (disponibles antes que el hidrógeno), no reaccionan con HNO 3 concentrado y H 2 SO 4 concentrado sin motivo del calentamiento del fenómeno de pasivación: se forma una película protectora de productos de oxidación sólidos en la superficie de dichos metales, lo que no permite que las moléculas de ácidos sulfúrico y nítrico concentrados penetren profundamente en el metal para que se produzca la reacción. Sin embargo, con un fuerte calentamiento, la reacción aún ocurre.
En caso de interacción con metales, los productos obligatorios son siempre la sal del metal correspondiente y el ácido utilizado, así como el agua. Además, siempre se aísla un tercer producto, cuya fórmula depende de muchos factores, en particular, como la actividad de los metales, así como la concentración de ácidos y la temperatura de reacción.
La alta capacidad oxidante de los ácidos sulfúrico y nítrico concentrado les permite reaccionar no solo con prácticamente todos los metales de la serie activa, sino también con muchos no metales sólidos, en particular con fósforo, azufre y carbono. La siguiente tabla muestra claramente los productos de la interacción de los ácidos sulfúrico y nítrico con metales y no metales según la concentración:
7. Propiedades reductoras de los ácidos libres de oxígeno.
Todos los ácidos libres de oxígeno (excepto el HF) pueden exhibir propiedades reductoras debido al elemento químico incluido en el anión bajo la acción de varios agentes oxidantes. Por ejemplo, todos los ácidos hidrohálicos (excepto el HF) se oxidan con dióxido de manganeso, permanganato de potasio y dicromato de potasio. En este caso, los iones haluro se oxidan a halógenos libres:
4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
18HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2
14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Entre todos los ácidos hidrohálicos, el ácido yodhídrico tiene la mayor actividad reductora. A diferencia de otros ácidos hidrohálicos, incluso el óxido férrico y sus sales pueden oxidarlo.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + Yo 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + Yo 2 ↓ + 2HCl
El ácido sulfuro de hidrógeno H 2 S también tiene una alta actividad reductora. Incluso un agente oxidante como el dióxido de azufre puede oxidarlo.
No subestimes el papel de los ácidos en nuestras vidas, porque muchos de ellos son simplemente insustituibles en la vida cotidiana. Primero, recordemos qué son los ácidos. Son sustancias complejas. La fórmula se escribe de la siguiente manera: HnA, donde H es hidrógeno, n es el número de átomos, A es el residuo ácido.
Las principales propiedades de los ácidos incluyen la capacidad de reemplazar moléculas de átomos de hidrógeno con átomos de metal. La mayoría de ellos no sólo son cáusticos, sino también muy venenosos. Pero también están los que encontramos constantemente, sin perjudicar nuestra salud: vitamina C, ácido cítrico, ácido láctico. Consideremos las propiedades básicas de los ácidos.
Propiedades físicas
Las propiedades físicas de los ácidos suelen proporcionar pistas sobre su carácter. Los ácidos pueden existir en tres formas: sólido, líquido y gaseoso. Por ejemplo: el ácido nítrico (HNO3) y el ácido sulfúrico (H2SO4) son líquidos incoloros; El bórico (H3BO3) y el metafosfórico (HPO3) son ácidos sólidos. Algunos de ellos tienen color y olor. Los diferentes ácidos se disuelven de forma diferente en agua. También los hay insolubles: H2SiO3 - silicio. Las sustancias líquidas tienen un sabor amargo. Algunos ácidos llevan el nombre de las frutas en las que se encuentran: ácido málico, ácido cítrico. Otros reciben su nombre por los elementos químicos que contienen.
Clasificación de ácidos
Los ácidos suelen clasificarse según varios criterios. El primero se basa en el contenido de oxígeno que contienen. A saber: que contienen oxígeno (HClO4 - cloro) y sin oxígeno (H2S - sulfuro de hidrógeno).
Por número de átomos de hidrógeno (por basicidad):
- Monobásico: contiene un átomo de hidrógeno (HMnO4);
- Dibásico – tiene dos átomos de hidrógeno (H2CO3);
- Los tribásicos, en consecuencia, tienen tres átomos de hidrógeno (H3BO);
- Polibásico: tiene cuatro o más átomos, son raros (H4P2O7).
Según las clases de compuestos químicos, se dividen en ácidos orgánicos e inorgánicos. Los primeros se encuentran principalmente en productos de origen vegetal: ácidos acético, láctico, nicotínico y ascórbico. Los ácidos inorgánicos incluyen: sulfúrico, nítrico, bórico, arsénico. El abanico de sus aplicaciones es bastante amplio, desde necesidades industriales (producción de tintes, electrolitos, cerámicas, fertilizantes, etc.) hasta cocinar o limpiar alcantarillas. Los ácidos también se pueden clasificar por su fuerza, volatilidad, estabilidad y solubilidad en agua.
Propiedades químicas
Consideremos las propiedades químicas básicas de los ácidos.
- La primera es la interacción con los indicadores. Como indicadores se utilizan tornasol, naranja de metilo, fenolftaleína y papel indicador universal. En soluciones ácidas, el color del indicador cambiará de color: tornasol e ind universal. el papel se volverá rojo, el naranja de metilo se volverá rosa y la fenolftaleína permanecerá incolora.
- El segundo es la interacción de ácidos con bases. Esta reacción también se llama neutralización. Un ácido reacciona con una base, dando como resultado sal + agua. Por ejemplo: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
- Dado que casi todos los ácidos son muy solubles en agua, la neutralización se puede realizar tanto con bases solubles como insolubles. La excepción es el ácido silícico, que es casi insoluble en agua. Para neutralizarlo se requieren bases como KOH o NaOH (son solubles en agua).
- El tercero es la interacción de ácidos con óxidos básicos. Aquí también se produce una reacción de neutralización. Los óxidos básicos son "parientes" cercanos de las bases, por lo que la reacción es la misma. Usamos estas propiedades oxidantes de los ácidos con mucha frecuencia. Por ejemplo, para eliminar el óxido de las tuberías. El ácido reacciona con el óxido para formar una sal soluble.
- Cuarto: reacción con metales. No todos los metales reaccionan igual de bien con los ácidos. Se dividen en activos (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) e inactivos (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). También vale la pena prestar atención a la fuerza del ácido (fuerte, débil). Por ejemplo, los ácidos clorhídrico y sulfúrico son capaces de reaccionar con todos los metales inactivos, mientras que los ácidos cítrico y oxálico son tan débiles que reaccionan muy lentamente incluso con metales activos.
- Quinto, la reacción de los ácidos que contienen oxígeno al calentamiento. Casi todos los ácidos de este grupo se descomponen cuando se calientan en óxido de oxígeno y agua. Las excepciones son el ácido carbónico (H3PO4) y el ácido sulfuroso (H2SO4). Cuando se calientan, se descomponen en agua y gas. Esto hay que recordarlo. Esas son todas las propiedades básicas de los ácidos.
Son sustancias que se disocian en soluciones para formar iones de hidrógeno.
Los ácidos se clasifican por su fuerza, su basicidad y la presencia o ausencia de oxígeno en el ácido.
Por fuerzaLos ácidos se dividen en fuertes y débiles. Los ácidos fuertes más importantes son el nítrico. HNO 3, H2SO4 sulfúrico y HCl clorhídrico.
Según la presencia de oxígeno. distinguir entre ácidos que contienen oxígeno ( HNO3, H3PO4 etc.) y ácidos libres de oxígeno ( HCl, H2S, HCN, etc.).
Por basicidad, es decir. Según la cantidad de átomos de hidrógeno en una molécula de ácido que pueden ser reemplazados por átomos de metal para formar una sal, los ácidos se dividen en monobásicos (por ejemplo, HNO 3, HCl), dibásico (H 2 S, H 2 SO 4), tribásico (H 3 PO 4), etc.
Los nombres de los ácidos libres de oxígeno se derivan del nombre del no metal con la adición de la terminación -hidrógeno: HCl - ácido clorhídrico, H2S e - ácido hidroselénico, HCN - ácido cianhídrico.
Los nombres de los ácidos que contienen oxígeno también se forman a partir del nombre ruso del elemento correspondiente con la adición de la palabra "ácido". En este caso, el nombre del ácido en el que el elemento se encuentra en mayor estado de oxidación termina en “naya” u “óvulos”, por ejemplo, H2SO4 - ácido sulfúrico, HClO4 - ácido perclórico, H3AsO4 - ácido arsénico. Con una disminución en el grado de oxidación del elemento formador de ácido, las terminaciones cambian en la siguiente secuencia: "ovada" ( HClO3 - ácido perclórico), “sólido” ( HClO2 - ácido cloroso), “ovado” ( HO Cl - ácido hipocloroso). Si un elemento forma ácidos estando sólo en dos estados de oxidación, entonces el nombre del ácido correspondiente al estado de oxidación más bajo del elemento recibe la terminación “iste” ( HNO3 - ácido nítrico, HNO2 - ácido nitroso).
Tabla - Los ácidos más importantes y sus sales.
|
Ácido |
Nombres de las sales normales correspondientes. |
|
|
Nombre |
Fórmula |
|
|
Nitrógeno |
HNO3 |
nitratos |
|
Nitrogenado |
HNO2 |
nitritos |
|
Bórico (ortobórico) |
H3BO3 |
Boratos (ortoboratos) |
|
hidrobromico |
bromuros |
|
|
Yodhidrato |
Yoduros |
|
|
Silicio |
H2SiO3 |
silicatos |
|
Manganeso |
HMnO4 |
permanganatos |
|
metafosfórico |
HPO3 |
Metafosfatos |
|
Arsénico |
H3AsO4 |
arseniatos |
|
Arsénico |
H3AsO3 |
arsenitas |
|
Ortofosfórico |
H3PO4 |
Ortofosfatos (fosfatos) |
|
Difosfórico (pirofosfórico) |
H4P2O7 |
Difosfatos (pirofosfatos) |
|
dicromo |
H2Cr2O7 |
Dicromáticos |
|
Sulfúrico |
H2SO4 |
Sulfatos |
|
Sulfúrico |
H2SO3 |
sulfitos |
|
Carbón |
H2CO3 |
carbonatos |
|
Fosforoso |
H3PO3 |
Fosfitos |
|
Fluorhídrico (fluórico) |
fluoruros |
|
|
Clorhídrico (sal) |
Cloruros |
|
|
Cloro |
HClO4 |
Percloratos |
|
Cloroso |
HClO3 |
cloratos |
|
hipocloroso |
HClO |
hipocloritos |
|
Cromo |
H2CrO4 |
cromatos |
|
Cianuro de hidrógeno (cianico) |
Cianuro |
|
Obtención de ácidos
1. Los ácidos libres de oxígeno se pueden obtener mediante combinación directa de no metales con hidrógeno:
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S H 2 S.
2. Los ácidos que contienen oxígeno a menudo se pueden obtener combinando directamente óxidos de ácido con agua:
así 3 + H 2 O = H 2 así 4,
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,
P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3.
3. Tanto los ácidos oxigenados como los que contienen oxígeno se pueden obtener mediante reacciones de intercambio entre sales y otros ácidos:
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.
4. En algunos casos, se pueden utilizar reacciones redox para producir ácidos:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.
Propiedades químicas de los ácidos.
1. La propiedad química más característica de los ácidos es su capacidad para reaccionar con bases (así como con óxidos básicos y anfóteros) para formar sales, por ejemplo:
H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,
2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O.
2. La capacidad de interactuar con algunos metales en la serie de voltaje hasta el hidrógeno, con liberación de hidrógeno:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. Con las sales, si se forma una sal o sustancia volátil poco soluble:
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2,
2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2+ 2H 2 O.
Tenga en cuenta que los ácidos polibásicos se disocian paso a paso y la facilidad de disociación en cada paso disminuye, por lo tanto, para los ácidos polibásicos, en lugar de sales medias, a menudo se forman sales ácidas (en el caso de un exceso del ácido que reacciona):
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.
4. Un caso especial de interacción ácido-base es la reacción de ácidos con indicadores, lo que provoca un cambio de color, que se ha utilizado durante mucho tiempo para la detección cualitativa de ácidos en soluciones. Entonces, el tornasol cambia de color en un ambiente ácido a rojo.
5. Cuando se calientan, los ácidos que contienen oxígeno se descomponen en óxido y agua (preferiblemente en presencia de un agente eliminador de agua). P2O5):
H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3,
H2SiO3 = H2O + SiO2.
M.V. Andriukhova, L.N. Borodino