Tipi di acidi chimici. Acidi inorganici

Nomi di alcuni acidi e sali inorganici

Formule acide	Nomi degli acidi	Nomi dei sali corrispondenti
HClO4	cloro	perclorati
HClO3	ipocloroso	clorati
HClO2	cloruro	cloriti
HClO	ipocloroso	ipocloriti
H5IO6	iodio	periodati
CIAO 3	iodico	iodati
H2SO4	solforico	solfati
H2SO3	solforoso	solfiti
H2S2O3	tiosolfuro	tiosolfati
H2S4O6	tetrationico	tetrationati
HNO3	azoto	nitrati
HNO2	azotato	nitriti
H3PO4	ortofosforico	ortofosfati
HPO3	metafosforico	metafosfati
H3PO3	fosforo	fosfiti
H3PO2	fosforo	ipofosfiti
H2CO3	carbone	carbonati
H2SiO3	silicio	silicati
HMnO4	manganese	permanganati
H2MnO4	manganese	manganati
H2CrO4	cromo	cromati
H2Cr2O7	dicromo	dicromati
HF	acido fluoridrico (fluoruro)	fluoruri
HCl	cloridrico (cloridrico)	cloruri
HBr	bromidrico	bromuri
CIAO	ioduro di idrogeno	ioduri
H2S	idrogeno solforato	solfuri
HCN	cianuro di idrogeno	cianuri
HOCN	ciano	cianati

Permettetemi di ricordarvi brevemente, utilizzando esempi specifici, come dovrebbero essere chiamati correttamente i sali.

Esempio 1. Il sale K 2 SO 4 è formato dal resto dell'acido solforico (SO 4) e dal metallo K. I sali dell'acido solforico sono chiamati solfati. K 2 SO 4 - solfato di potassio.

Esempio 2. FeCl 3 - il sale contiene ferro e un residuo di acido cloridrico (Cl). Nome del sale: cloruro di ferro (III). Nota: in questo caso non dobbiamo solo nominare il metallo, ma anche indicarne la valenza (III). Nell'esempio precedente ciò non era necessario poiché la valenza del sodio è costante.

Importante: il nome del sale deve indicare la valenza del metallo solo se il metallo ha valenza variabile!

Esempio 3. Ba(ClO) 2 - il sale contiene bario e il resto di acido ipocloroso (ClO). Nome del sale: ipoclorito di bario. La valenza del metallo Ba in tutti i suoi composti è due;

Esempio 4. (NH4)2Cr2O7. Il gruppo NH 4 è chiamato ammonio, la valenza di questo gruppo è costante. Nome del sale: bicromato di ammonio (bicromato).

Negli esempi precedenti abbiamo riscontrato solo il cosiddetto. sali medi o normali. I sali acidi, basici, doppi e complessi, i sali degli acidi organici non verranno discussi qui.

Queste sono sostanze che si dissociano in soluzioni per formare ioni idrogeno.

Gli acidi sono classificati in base alla loro forza, alla loro basicità e alla presenza o assenza di ossigeno nell'acido.

Per forzaGli acidi si dividono in forti e deboli. Gli acidi forti più importanti sono quelli nitrici HNO 3, H2SO4 solforico e HCl cloridrico.

Secondo la presenza di ossigeno distinguere tra acidi contenenti ossigeno ( HNO3, H3PO4 ecc.) e acidi privi di ossigeno ( HCl, H2S, HCN, ecc.).

Per basicità, cioè. In base al numero di atomi di idrogeno in una molecola acida che può essere sostituita da atomi di metallo per formare un sale, gli acidi sono divisi in monobasici (ad esempio, HNO 3, HCl), bibasico (H 2 S, H 2 SO 4), tribasico (H 3 PO 4), ecc.

I nomi degli acidi privi di ossigeno derivano dal nome del non metallo con l'aggiunta della desinenza -idrogeno: HCl - acido cloridrico, H2S e - acido idroselenico, HCN - acido cianidrico.

I nomi degli acidi contenenti ossigeno sono formati anche dal nome russo dell'elemento corrispondente con l'aggiunta della parola "acido". In questo caso, il nome dell'acido in cui l'elemento si trova nello stato di ossidazione più elevato termina con "naya" o "ova", ad esempio: H2SO4 - acido solforico, HClO4 - acido perclorico, H3AsO4 - acido arsenico. Con una diminuzione del grado di ossidazione dell'elemento acido, le terminazioni cambiano nella seguente sequenza: “ovato” ( HClO3 - acido perclorico), “solido” ( HClO2 - acido cloroso), “ovato” ( H O Cl - acido ipocloroso). Se un elemento forma acidi pur trovandosi solo in due stati di ossidazione, il nome dell'acido corrispondente allo stato di ossidazione più basso dell'elemento riceve la desinenza "vuoto" ( HNO3 - acido nitrico, HNO2 - acido nitroso).

Tabella - Gli acidi più importanti e i loro sali

Acido		Nomi dei corrispondenti sali normali
Nome	Formula
Azoto	HNO3	Nitrati
Azotato	HNO2	Nitriti
Borico (ortoborico)	H3BO3	Borati (ortoborati)
Bromidrico		Bromuri
Idruro di idrogeno		Ioduri
Silicio	H2SiO3	Silicati
Manganese	HMnO4	Permanganati
Metafosforico	HPO3	Metafosfati
Arsenico	H3AsO4	Arsenati
Arsenico	H3AsO3	Arseniti
Ortofosforico	H3PO4	Ortofosfati (fosfati)
Difosforico (pirofosforico)	H4P2O7	Difosfati (pirofosfati)
Dicromo	H2Cr2O7	Dicromati
Solforico	H2SO4	Solfati
Solforoso	H2SO3	Solfiti
Carbone	H2CO3	Carbonati
Fosforo	H3PO3	Fosfiti
Fluoridrico (fluoro)		Fluoruri
Cloridrico (sale)		Cloruri
Cloro	HClO4	Perclorati
Cloroso	HClO3	Clorati
Ipocloroso	HClO	Ipocloriti
Cromo	H2CrO4	Cromati
Cianuro di idrogeno (cianuro)		Cianuro

Ottenere acidi

1. Gli acidi privi di ossigeno possono essere ottenuti mediante combinazione diretta di non metalli con idrogeno:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2+SH2S.

2. Gli acidi contenenti ossigeno possono spesso essere ottenuti combinando direttamente gli ossidi acidi con l'acqua:

SO3 + H2O = H2SO4,

CO2 + H2O = H2CO3,

P2O5 + H2O = 2HPO3.

3. Sia gli acidi privi di ossigeno che quelli contenenti ossigeno possono essere ottenuti mediante reazioni di scambio tra sali e altri acidi:

BaBr2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HBr,

CuSO4 + H2S = H2SO4 + CuS,

CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2 + H2O.

4. In alcuni casi, le reazioni redox possono essere utilizzate per produrre acidi:

H2O2 + SO2 = H2SO4,

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

Proprietà chimiche degli acidi

1. La proprietà chimica più caratteristica degli acidi è la loro capacità di reagire con le basi (così come con gli ossidi basici e anfoteri) per formare sali, ad esempio:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O,

2HNO3 + FeO = Fe(NO3)2 + H2O,

2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O.

2. La capacità di interagire con alcuni metalli nella serie di tensioni fino all'idrogeno, con il rilascio di idrogeno:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

3. Con i sali, se si forma un sale poco solubile o una sostanza volatile:

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2,

2KHCO3 + H2SO4 = K2SO4 +2SO2+2H2O.

Si noti che gli acidi polibasici si dissociano passo passo e la facilità di dissociazione ad ogni passaggio diminuisce, quindi, per gli acidi polibasici, invece dei sali medi, si formano spesso sali acidi (nel caso di un eccesso dell'acido reagente):

Na2S + H3PO4 = Na2HPO4 + H2S,

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O.

4. Un caso speciale di interazione acido-base è la reazione degli acidi con indicatori, che porta ad un cambiamento di colore, che è stata a lungo utilizzata per il rilevamento qualitativo degli acidi nelle soluzioni. Quindi, la cartina di tornasole cambia colore in un ambiente acido in rosso.

5. Quando riscaldati, gli acidi contenenti ossigeno si decompongono in ossido e acqua (preferibilmente in presenza di un agente che rimuove l'acqua P2O5):

H2SO4 = H2O + SO3,

H2SiO3 = H2O + SiO2.

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina

Formule acide	Nomi degli acidi	Nomi dei sali corrispondenti
HClO4	cloro	perclorati
HClO3	ipocloroso	clorati
HClO2	cloruro	cloriti
HClO	ipocloroso	ipocloriti
H5IO6	iodio	periodati
CIAO 3	iodico	iodati
H2SO4	solforico	solfati
H2SO3	solforoso	solfiti
H2S2O3	tiosolfuro	tiosolfati
H2S4O6	tetrationico	tetrationati
HNO3	azoto	nitrati
HNO2	azotato	nitriti
H3PO4	ortofosforico	ortofosfati
HPO3	metafosforico	metafosfati
H3PO3	fosforo	fosfiti
H3PO2	fosforo	ipofosfiti
H2CO3	carbone	carbonati
H2SiO3	silicio	silicati
HMnO4	manganese	permanganati
H2MnO4	manganese	manganati
H2CrO4	cromo	cromati
H2Cr2O7	dicromo	dicromati
HF	acido fluoridrico (fluoruro)	fluoruri
HCl	cloridrico (cloridrico)	cloruri
HBr	bromidrico	bromuri
CIAO	ioduro di idrogeno	ioduri
H2S	idrogeno solforato	solfuri
HCN	cianuro di idrogeno	cianuri
HOCN	ciano	cianati

Permettetemi di ricordarvi brevemente, utilizzando esempi specifici, come dovrebbero essere chiamati correttamente i sali.

Esempio 1. Il sale K 2 SO 4 è formato dal resto dell'acido solforico (SO 4) e dal metallo K. I sali dell'acido solforico sono chiamati solfati. K 2 SO 4 - solfato di potassio.

Esempio 2. FeCl 3 - il sale contiene ferro e un residuo di acido cloridrico (Cl). Nome del sale: cloruro di ferro (III). Nota: in questo caso non dobbiamo solo nominare il metallo, ma anche indicarne la valenza (III). Nell'esempio precedente ciò non era necessario poiché la valenza del sodio è costante.

Importante: il nome del sale deve indicare la valenza del metallo solo se il metallo ha valenza variabile!

Esempio 3. Ba(ClO) 2 - il sale contiene bario e il resto di acido ipocloroso (ClO). Nome del sale: ipoclorito di bario. La valenza del metallo Ba in tutti i suoi composti è due;

Esempio 4. (NH4)2Cr2O7. Il gruppo NH 4 è chiamato ammonio, la valenza di questo gruppo è costante. Nome del sale: bicromato di ammonio (bicromato).

Negli esempi precedenti abbiamo riscontrato solo il cosiddetto. sali medi o normali. I sali acidi, basici, doppi e complessi, i sali degli acidi organici non verranno discussi qui.

Se sei interessato non solo alla nomenclatura dei sali, ma anche ai metodi di preparazione e alle proprietà chimiche, ti consiglio di fare riferimento alle sezioni pertinenti del libro di consultazione di chimica: "

7. Acidi. Sale. Relazioni tra classi di sostanze inorganiche

7.1. Acidi

Gli acidi sono elettroliti, dalla dissociazione dei quali si formano solo i cationi idrogeno H + come ioni caricati positivamente (più precisamente, ioni idronio H 3 O +).

Altra definizione: gli acidi sono sostanze complesse costituite da un atomo di idrogeno e residui acidi (Tabella 7.1).

Tabella 7.1

Formule e nomi di alcuni acidi, residui acidi e sali

Formula acida	Nome acido	Residuo acido (anione)	Nome dei sali (medio)
HF	Fluoridrico (fluoro)	F-	Fluoruri
HCl	Cloridrico (cloridrico)	Cl-	Cloruri
HBr	Bromidrico	Br−	Bromuri
CIAO	Idruro di idrogeno	Io −	Ioduri
H2S	Solfuro di idrogeno	S2−	Solfuri
H2SO3	Solforoso	SO 3 2 −	Solfiti
H2SO4	Solforico	SO 4 2 −	Solfati
HNO2	Azotato	NO2−	Nitriti
HNO3	Azoto	NO 3 −	Nitrati
H2SiO3	Silicio	SiO32−	Silicati
HPO3	Metafosforico	PO3 −	Metafosfati
H3PO4	Ortofosforico	PO 4 3 −	Ortofosfati (fosfati)
H4P2O7	Pirofosforico (bifosforico)	P2O74−	Pirofosfati (difosfati)
HMnO4	Manganese	MnO4−	Permanganati
H2CrO4	Cromo	CrO42−	Cromati
H2Cr2O7	Dicromo	Cr2O72−	Dicromati (bicromati)
H2SeO4	Selenio	SeO42−	Selenati
H3BO3	Bornaya	BO33-	Ortoborati
HClO	Ipocloroso	ClO –	Ipocloriti
HClO2	Cloruro	ClO2−	Cloriti
HClO3	Cloroso	ClO3−	Clorati
HClO4	Cloro	ClO4−	Perclorati
H2CO3	Carbone	CO33-	Carbonati
CH3COOH	Aceto	CH3COO −	Acetati
HCOOH	Formica	HCOO −	Formiati

In condizioni normali, gli acidi possono essere solidi (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) e liquidi (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Questi acidi possono esistere sia singolarmente (forma al 100%) che sotto forma di soluzioni diluite e concentrate. Ad esempio H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH sono noti sia singolarmente che in soluzioni.

Un certo numero di acidi sono noti solo in soluzioni. Questi sono tutti gli alogenuri di idrogeno (HCl, HBr, HI), idrogeno solforato H 2 S, acido cianidrico (HCN idrocianico), H 2 CO 3 carbonico, acido solforoso H 2 SO 3, che sono soluzioni di gas in acqua. Ad esempio, l'acido cloridrico è una miscela di HCl e H 2 O, l'acido carbonico è una miscela di CO 2 e H 2 O. È chiaro che l'uso dell'espressione “soluzione di acido cloridrico” non è corretto.

La maggior parte degli acidi sono solubili in acqua; l'acido silicico H 2 SiO 3 è insolubile. La stragrande maggioranza degli acidi ha una struttura molecolare. Esempi di formule strutturali di acidi:

Nella maggior parte delle molecole acide contenenti ossigeno, tutti gli atomi di idrogeno sono legati all'ossigeno. Ma ci sono delle eccezioni:

Gli acidi sono classificati in base a una serie di caratteristiche (Tabella 7.2).

Tabella 7.2

Classificazione degli acidi

Segno di classificazione	Tipo acido	Esempi
Numero di ioni idrogeno formati dopo la completa dissociazione di una molecola acida	Monobase	HCl, HNO3, CH3COOH
	Dibasico	H2SO4, H2S, H2CO3
	Tribasico	H3PO4, H3AsO4
La presenza o l'assenza di un atomo di ossigeno in una molecola	contenenti ossigeno (idrossidi acidi, ossoacidi)	HNO2, H2SiO3, H2SO4
	Senza ossigeno	HF, H2S, HCN
Grado di dissociazione (forza)	Forti (elettroliti forti, completamente dissociati)	HCl, HBr, HI, H2SO4 (diluito), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7
	Debole (parzialmente dissociato, elettroliti deboli)	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, H2SO4 (concentrato)
Proprietà ossidative	Agenti ossidanti dovuti agli ioni H+ (acidi condizionatamente non ossidanti)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (dil), H 3 PO 4, CH 3 COOH
	Agenti ossidanti dovuti all'anione (acidi ossidanti)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (concentrato), H 2 Cr 2 O 7
	Agenti riducenti anionici	HCl, HBr, HI, H 2 S (ma non HF)
Stabilità termica	Esiste solo nelle soluzioni	H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2
	Si decompone facilmente se riscaldato	H2SO3, HNO3, H2SiO3
	Termicamente stabile	H2SO4 (concentrato), H3PO4

Tutte le proprietà chimiche generali degli acidi sono dovute alla presenza nelle loro soluzioni acquose di cationi idrogeno in eccesso H + (H 3 O +).

1. A causa dell'eccesso di ioni H +, le soluzioni acquose di acidi cambiano il colore del tornasole e dell'arancio metilico in rosso (la fenolftaleina non cambia colore e rimane incolore). In una soluzione acquosa di acido carbonico debole, il tornasole non è rosso, ma rosa una soluzione su un precipitato di acido silicico molto debole non cambia affatto il colore degli indicatori;

2. Gli acidi interagiscono con ossidi basici, basi e idrossidi anfoteri, ammoniaca idrato (vedere Capitolo 6).

Esempio 7.1.

Per effettuare la trasformazione BaO → BaSO 4 si possono utilizzare: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2SO4; d) SO 3.

Soluzione. La trasformazione può essere effettuata utilizzando H 2 SO 4:

BaO + H2SO4 = BaSO4 ↓ + H2O

BaO+SO3 = BaSO4

Na 2 SO 4 non reagisce con BaO e nella reazione di BaO con SO 2 si forma solfito di bario:

BaO+SO2 = BaSO3

Risposta: 3).

3. Gli acidi reagiscono con l'ammoniaca e le sue soluzioni acquose per formare sali di ammonio:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl - cloruro di ammonio;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - solfato di ammonio.

4. Gli acidi non ossidanti reagiscono con i metalli situati nella serie di attività fino all'idrogeno per formare un sale e rilasciare idrogeno:

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

L'interazione degli acidi ossidanti (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)) con i metalli è molto specifica e viene presa in considerazione quando si studia la chimica degli elementi e dei loro composti.

5. Gli acidi interagiscono con i sali. La reazione ha una serie di caratteristiche:

a) nella maggior parte dei casi, quando un acido più forte reagisce con un sale di un acido più debole, si formano un sale di un acido debole e un acido debole o, come si suol dire, un acido più forte sposta quello più debole. La serie di forza decrescente degli acidi si presenta così:

Esempi di reazioni che si verificano:

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2

H2CO3 + Na2SiO3 = Na2CO3 + H2SiO3 ↓

2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2

3H2SO4 + 2K3PO4 = 3K2SO4 + 2H3PO4

Non interagiscono tra loro, ad esempio KCl e H 2 SO 4 (diluito), NaNO 3 e H 2 SO 4 (diluito), K 2 SO 4 e HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 e H2CO3, CH3COOK e H2CO3;

b) in alcuni casi, un acido più debole ne sposta uno più forte da un sale:

CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

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

Tali reazioni sono possibili quando i precipitati dei sali risultanti non si dissolvono negli acidi forti diluiti risultanti (H 2 SO 4 e HNO 3);

c) nel caso di formazione di precipitati insolubili in acidi forti, può verificarsi una reazione tra un acido forte e un sale formato da un altro acido forte:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HCl

Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HNO3

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

Esempio 7.2.

Indicare la riga contenente le formule delle sostanze che reagiscono con H 2 SO 4 (diluita).

1) Zn, Al2O3, 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.

Soluzione. Tutte le sostanze della riga 4 interagiscono con H 2 SO 4 (dil):

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Nella riga 1) la reazione con KCl (p-p) non è fattibile, nella riga 2) - con Ag, nella riga 3) - con NaNO 3 (p-p).

Risposta: 4).

6. L'acido solforico concentrato si comporta in modo molto specifico nelle reazioni con i sali. Questo è un acido non volatile e termicamente stabile, quindi spiazza tutti gli acidi forti dai sali solidi (!), poiché sono più volatili di H2SO4 (conc):

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

2KCl (s) + H 2 SO 4 (conc) K 2 SO 4 + 2HCl

I sali formati da acidi forti (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagiscono solo con acido solforico concentrato e solo allo stato solido

3) KNO 3 (tv);

Soluzione. Entrambi gli acidi reagiscono con KF, Na 2 CO 3 e Na 3 PO 4, e solo H 2 SO 4 (conc.) reagisce con KNO 3 (solido).

BaO+SO2 = BaSO3

I metodi per produrre acidi sono molto diversi.

Acidi anossici ricevere:

• sciogliendo i gas corrispondenti in acqua:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

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

• da sali per spostamento con acidi più forti o meno volatili:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

KCl (tv) + H2SO4 (conc) = KHSO4 + HCl

Na2SO3 + H2SO4 Na2SO4 + H2SO3

Acidi contenenti ossigeno ricevere:

• sciogliendo i corrispondenti ossidi acidi in acqua, mentre il grado di ossidazione dell'elemento acido nell'ossido e nell'acido rimane lo stesso (ad eccezione di NO 2):

N2O5 + H2O = 2HNO3

SO3 + H2O = H2SO4

P2O5 + 3H2O2H3 PO4

• ossidazione di non metalli con acidi ossidanti:

S + 6HNO3 (conc) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

• spostando un acido forte da un sale di un altro acido forte (se precipita un precipitato insolubile negli acidi risultanti):

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

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

• sostituendo un acido volatile dai suoi sali con un acido meno volatile.

A questo scopo viene spesso utilizzato acido solforico concentrato non volatile e termicamente stabile:

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

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

• spostamento di un acido più debole dai suoi sali da parte di un acido più forte:

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

NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2

K2SiO3 + 2HBr = 2KBr + H2SiO3 ↓

Gli acidi possono essere classificati in base a diversi criteri:

1) La presenza di atomi di ossigeno nell'acido

2) Basicità acida

La basicità di un acido è il numero di atomi di idrogeno “mobili” nella sua molecola, capaci di essere scissi dalla molecola di acido sotto forma di cationi idrogeno H + dopo dissociazione, e anche sostituiti da atomi di metallo:

4) Solubilità

5) Stabilità

7) Proprietà ossidanti

Proprietà chimiche degli acidi

1. Capacità di dissociarsi

Gli acidi si dissociano in soluzioni acquose in cationi idrogeno e residui acidi. Come già accennato, gli acidi si dividono in ben dissocianti (forti) e poco dissocianti (deboli). Quando si scrive l'equazione di dissociazione per gli acidi monobasici forti, viene utilizzata una freccia rivolta verso destra () o un segno uguale (=), il che mostra che tale dissociazione è virtualmente irreversibile. Ad esempio, l'equazione di dissociazione dell'acido cloridrico forte può essere scritta in due modi:

oppure in questa forma: HCl = H + + Cl -

oppure in questo modo: HCl → H++ Cl -

In effetti, la direzione della freccia ci dice che il processo inverso di combinazione dei cationi idrogeno con residui acidi (associazione) praticamente non si verifica negli acidi forti.

Se vogliamo scrivere l'equazione di dissociazione per un acido monoprotico debole, dobbiamo usare due frecce nell'equazione al posto del segno. Questo segno riflette la reversibilità della dissociazione degli acidi deboli: nel loro caso, il processo inverso di combinazione dei cationi idrogeno con residui acidi è fortemente pronunciato:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Gli acidi polibasici si dissociano gradualmente, cioè I cationi idrogeno vengono separati dalle loro molecole non simultaneamente, ma uno per uno. Per questo motivo la dissociazione di tali acidi è espressa non da una, ma da diverse equazioni, il cui numero è uguale alla basicità dell'acido. Ad esempio, la dissociazione dell'acido fosforico tribasico avviene in tre fasi con la separazione alternata dei cationi H+:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H2PO4 - H + + HPO4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Va notato che ogni fase successiva di dissociazione avviene in misura minore rispetto a quella precedente. Cioè, le molecole di H 3 PO 4 si dissociano meglio (in misura maggiore) degli ioni H 2 PO 4 -, che, a loro volta, si dissociano meglio degli ioni HPO 4 2-. Questo fenomeno è associato ad un aumento della carica dei residui acidi, a seguito del quale aumenta la forza del legame tra loro e gli ioni H + positivi.

Tra gli acidi polibasici l'eccezione è l'acido solforico. Poiché questo acido si dissocia bene in entrambi gli stadi, è consentito scrivere l'equazione della sua dissociazione in uno stadio:

H2SO42H + +SO42-

2. Interazione degli acidi con i metalli

Il settimo punto nella classificazione degli acidi sono le loro proprietà ossidanti. È stato affermato che gli acidi sono agenti ossidanti deboli e agenti ossidanti forti. La stragrande maggioranza degli acidi (quasi tutti tranne H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3) sono agenti ossidanti deboli, poiché possono mostrare la loro capacità ossidante solo grazie ai cationi idrogeno. Tali acidi possono ossidare solo quei metalli che si trovano nella serie di attività a sinistra dell'idrogeno, e i prodotti formano un sale del metallo corrispondente e dell'idrogeno. Per esempio:

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

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Per quanto riguarda gli acidi ossidanti forti, ad es. H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3 , quindi l'elenco dei metalli su cui agiscono è molto più ampio e comprende tutti i metalli prima dell'idrogeno nella serie di attività, e quasi tutti quelli successivi. Cioè, l'acido solforico concentrato e l'acido nitrico di qualsiasi concentrazione, ad esempio, ossideranno anche i metalli a bassa attività come rame, mercurio e argento. L'interazione dell'acido nitrico e dell'acido solforico concentrato con i metalli, così come con alcune altre sostanze, a causa della loro specificità, sarà discussa più dettagliatamente alla fine di questo capitolo.

3. Interazione di acidi con ossidi basici e anfoteri

Gli acidi reagiscono con gli ossidi basici e anfoteri. L'acido silicico, poiché è insolubile, non reagisce con gli ossidi basici a bassa attività e gli ossidi anfoteri:

H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H2O

6HNO3 + Fe2O3 2Fe(NO3)3 + 3H2O

H2SiO3 + FeO ≠

4. Interazione di acidi con basi e idrossidi anfoteri

HCl + NaOH H2O + NaCl

3H2SO4 + 2Al(OH)3 Al2(SO4)3 + 6H2O

5. Interazione di acidi con sali

Questa reazione avviene se si forma un precipitato, un gas o un acido significativamente più debole di quello che reagisce. Per esempio:

H2SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4 ↓ + 2HNO3

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

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Proprietà ossidative specifiche degli acidi nitrico e solforico concentrato

Come accennato in precedenza, l'acido nitrico in qualsiasi concentrazione, così come l'acido solforico esclusivamente allo stato concentrato, sono agenti ossidanti molto forti. In particolare, a differenza di altri acidi, ossidano non solo i metalli che si trovano prima dell'idrogeno nella serie di attività, ma anche quasi tutti i metalli che lo seguono (eccetto platino e oro).

Ad esempio, sono in grado di ossidare rame, argento e mercurio. Tuttavia, si dovrebbe comprendere fermamente il fatto che un certo numero di metalli (Fe, Cr, Al), nonostante siano abbastanza attivi (disponibili prima dell'idrogeno), tuttavia non reagiscono con HNO 3 concentrato e H 2 SO 4 concentrato senza riscaldamento dovuto al fenomeno della passivazione: sulla superficie di tali metalli si forma un film protettivo di prodotti di ossidazione solidi, che non consente alle molecole di acido solforico concentrato e acido nitrico concentrato di penetrare in profondità nel metallo affinché avvenga la reazione. Tuttavia, con un forte riscaldamento, la reazione avviene ancora.

Nel caso di interazione con i metalli, i prodotti obbligatori sono sempre il sale del metallo corrispondente e l'acido utilizzato, oltre all'acqua. Viene sempre isolato anche un terzo prodotto, la cui formula dipende da molti fattori, in particolare, come l'attività dei metalli, nonché la concentrazione degli acidi e la temperatura di reazione.

L'elevata capacità ossidante degli acidi solforico concentrato e nitrico concentrato consente loro di reagire non solo praticamente con tutti i metalli della serie di attività, ma anche con molti non metalli solidi, in particolare con fosforo, zolfo e carbonio. La tabella seguente mostra chiaramente i prodotti dell'interazione degli acidi solforico e nitrico con metalli e non metalli a seconda della concentrazione:

7. Proprietà riducenti degli acidi privi di ossigeno

Tutti gli acidi privi di ossigeno (eccetto HF) possono presentare proprietà riducenti dovute all'elemento chimico incluso nell'anione sotto l'azione di vari agenti ossidanti. Ad esempio, tutti gli acidi idroalici (eccetto HF) vengono ossidati dal biossido di manganese, dal permanganato di potassio e dal dicromato di potassio. In questo caso, gli ioni alogenuro vengono ossidati in alogeni liberi:

4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2O

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

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

Tra tutti gli acidi idroalici, l'acido iodidrico ha la maggiore attività riducente. A differenza di altri acidi idroalici, anche l'ossido ferrico e i sali possono ossidarlo.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Anche l'acido idrogeno solforato H 2 S ha un'elevata attività riducente. Anche un agente ossidante come il biossido di zolfo può ossidarlo.