Metoda tworzenia nazw kwasów. Kwasy nieorganiczne

Kwasy- substancje złożone składające się z jednego lub więcej atomów wodoru, które można zastąpić atomami metali i resztami kwasowymi.

Klasyfikacja kwasów

1. Według liczby atomów wodoru: liczba atomów wodoru ( N ) określa zasadowość kwasów:

N= 1 monozasada

N= 2 dizasady

N= 3 tribazy

2. Według składu:

a) Tabela kwasów zawierających tlen, reszt kwasowych i odpowiednich tlenków kwasowych:

Kwas (H n A)	Pozostałość kwasu (A)	Odpowiedni tlenek kwasowy
H 2 SO 4 siarkowy	Siarczan SO 4 (II).	SO3 tlenek siarki (VI)
Azot HNO3	Azotan NO3(I).	N 2 O 5 tlenek azotu (V)
Mangan HMnO 4	Nadmanganian MnO 4 (I).	Mn2O7 tlenek manganu ( VII)
H 2 SO 3 siarkowy	Siarczan SO 3 (II).	SO2 tlenek siarki (IV)
H 3 PO 4 ortofosforowy	Ortofosforan PO4(III).	Tlenek fosforu P 2 O 5 (V)
HNO2 azotowy	Azotyn NO 2 (I).	N 2 O 3 tlenek azotu (III)
Węgiel H2CO3	Węglan CO3(II).	CO2 tlenek węgla ( IV)
H2SiO3 krzem	Krzemian SiO3(II).	Tlenek krzemu(IV) SiO2
HClO podchlorawy	Podchloryn ClO(I).	C l 2 O tlenek chloru (I)
Chlorek HClO2	ClO2 (I) chloryn	C l 2 O 3 tlenek chloru (III)
chloran HClO3	Chloran ClO3(I).	Tlenek chloru C l 2 O 5 (V)
chlor HClO4	Nadchloran ClO 4 (I).	Tlenek chloru C l 2 O 7 (VII)

b) Tabela kwasów beztlenowych

Kwas (H nie)	Pozostałość kwasu (A)
HCl chlorowodorowy, solny	Chlorek Cl(I).
H2S siarkowodór	Siarczek S(II).
bromowodór HBr	Bromek Br(I).
HI jodowodór	Ja(Ja)jodek
HF fluorowodór, fluor	Fluorek F(I).

Właściwości fizyczne kwasów

Wiele kwasów, takich jak siarkowy, azotowy i chlorowodorowy, to bezbarwne ciecze. znane są również kwasy stałe: ortofosforowy, metafosforowy HPO 3, borowy H 3 BO 3 . Prawie wszystkie kwasy są rozpuszczalne w wodzie. Przykładem nierozpuszczalnego kwasu jest kwas krzemowy H2SiO3 . Roztwory kwasowe mają kwaśny smak. Na przykład wiele owoców nadaje kwaśny smak ze względu na zawarte w nich kwasy. Stąd nazwy kwasów: cytrynowy, jabłkowy itp.

Metody wytwarzania kwasów

beztlenowy	zawierający tlen
HCl, HBr, HI, HF, H2S	HNO 3, H 2 SO 4 i inne
OTRZYMUJĄCY
1. Bezpośrednie oddziaływanie niemetali H2 + Cl2 = 2 HCl	1. Tlenek kwasowy + woda = kwas SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2. Reakcja wymiany pomiędzy solą i mniej lotnym kwasem 2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (stęż.) = Na 2 SO 4 + 2 HCl

Właściwości chemiczne kwasów

1. Zmień kolor wskaźników

Nazwa wskaźnika	Neutralne środowisko	Kwaśne środowisko
Lakmus	Fioletowy	Czerwony
Fenoloftaleina	Bezbarwny	Bezbarwny
Pomarańcz metylowy	Pomarańczowy	Czerwony
Uniwersalny papier wskaźnikowy	Pomarańczowy	Czerwony

2. Reaguj z metalami w szeregu aktywności do H 2

(oprócz HNO 3 –kwas azotowy)

Wideo „Oddziaływanie kwasów z metalami”

Ja + KWAS = SÓL + H 2 (r. podstawienie)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Z tlenkami zasadowymi (amfoterycznymi). – tlenki metali

Wideo „Oddziaływanie tlenków metali z kwasami”

Futro x O y + KWAS = SÓL + H 2 O (wymień rubla)

4. Reaguj z zasadami – reakcja neutralizacji

KWAS + ZASADA = SÓL + H 2 O (wymień rubla)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

5. Reaguj z solami słabych, lotnych kwasów - jeżeli utworzy się kwas, wytrąci się lub wydzieli się gaz:

2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (stęż.) = Na 2 SO 4 + 2 HCl ( R . giełda )

Wideo „Oddziaływanie kwasów z solami”

6. Rozkład kwasów zawierających tlen podczas ogrzewania

(oprócz H 2 WIĘC 4 ; H 3 PO 4 )

KWAS = TLENEK KWASOWY + WODA (r. ekspansja)

Pamiętać!Niestabilne kwasy (węglowy i siarkowy) - rozkładają się na gaz i wodę:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Kwas siarkowodorowy w produktach uwalniany w postaci gazu:

CaS + 2HCl = H2S+okCl2

ZADANIA ZADANIA

nr 1. Uporządkuj w tabeli wzory chemiczne kwasów. Nadaj im nazwy:

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, Kwasy

Bes-kwaśny-

krewni

Zawierający tlen

rozpuszczalny

nierozpuszczalny

jeden-

podstawowy

dwa podstawowe

trzy podstawowe

Nr 2. Zapisz równania reakcji:

Ca + HCl

Na+H2SO4

Al+H2S

Ca+H3PO4
Nazwij produkty reakcji.

Nr 3. Zapisz równania reakcji i nazwij produkty:

Na2O + H2CO3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

nr 4. Zapisz równania reakcji kwasów z zasadami i solami:

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na2SiO3

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Nazwij produkty reakcji.

ĆWICZENIA

Trener nr 1. „Wzór i nazwy kwasów”

Trener nr 2. „Ustalenie zgodności: wzór kwasowy – wzór tlenkowy”

Środki ostrożności - Pierwsza pomoc w przypadku kontaktu kwasu ze skórą

Środki ostrożności -

Substancje złożone składające się z atomów wodoru i reszty kwasowej nazywane są kwasami mineralnymi lub nieorganicznymi. Pozostałością kwasową są tlenki i niemetale połączone z wodorem. Główną właściwością kwasów jest zdolność do tworzenia soli.

Klasyfikacja

Podstawowy wzór kwasów mineralnych to HnAc, gdzie Ac oznacza resztę kwasową. W zależności od składu reszty kwasowej wyróżnia się dwa rodzaje kwasów:

• tlen zawierający tlen;
• beztlenowy, składający się wyłącznie z wodoru i niemetalu.

Główną listę kwasów nieorganicznych według rodzaju przedstawiono w tabeli.

Typ	Nazwa	Formuła
Tlen
	Azotowy
	Dichrom
	Jod
	Krzem - metakrzem i ortokrzem	H 2 SiO 3 i H 4 SiO 4
	Mangan
	Mangan
	Metafosforowy
	Arsen
	Ortofosforowy
	Siarkawy
	Tiosiarka
	Tetrationowy
	Węgiel
	Fosfor
	Fosfor
	Chlorawy
	Chlorek
	Podchlorany
	Chrom
	Cyjan
Beztlenowy	Fluorowodny (fluorowy)
	Solny (sól)
	Bromowodorowy
	jodowodorowy
	Siarkowodór
	Cyjanowodór

Ponadto kwasy dzieli się ze względu na ich właściwości według następujących kryteriów:

• rozpuszczalność: rozpuszczalny (HNO 3, HCl) i nierozpuszczalny (H 2 SiO 3);
• zmienność: lotny (H 2 S, HCl) i nielotny (H 2 SO 4, H 3 PO 4);
• stopień dysocjacji: mocny (HNO 3) i słaby (H 2 CO 3).

Ryż. 1. Schemat klasyfikacji kwasów.

Do oznaczania kwasów mineralnych używa się tradycyjnych i banalnych nazw. Tradycyjne nazwy odpowiadają nazwie pierwiastka tworzącego kwas z dodatkiem morfemów -naya, -ovaya, a także -istaya, -novataya, -novataya, aby wskazać stopień utlenienia.

Paragon

Główne metody wytwarzania kwasów przedstawiono w tabeli.

Właściwości

Większość kwasów to ciecze o kwaśnym smaku. Kwasy wolframowe, chromowe, borowe i kilka innych są w stanie stałym w normalnych warunkach. Niektóre kwasy (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) występują tylko w postaci roztworu wodnego i zaliczają się do słabych kwasów.

Ryż. 2. Kwas chromowy.

Kwasy to substancje czynne, które reagują:

• z metalami:

  Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;

• z tlenkami:

  CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O;

• z podstawą:

  H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O;

• z solami:

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

Wszystkim reakcjom towarzyszy tworzenie się soli.

Możliwa jest reakcja jakościowa ze zmianą koloru wskaźnika:

• lakmus zmienia kolor na czerwony;
• oranż metylowy – do różu;
• fenoloftaleina nie ulega zmianie.

Ryż. 3. Kolory wskaźników reakcji kwasu.

Właściwości chemiczne kwasów mineralnych są określone przez ich zdolność do dysocjacji w wodzie z utworzeniem kationów wodorowych i anionów reszt wodorowych. Kwasy, które nieodwracalnie reagują z wodą (całkowicie dysocjują) nazywane są mocnymi. Należą do nich chlor, azot, siarka i chlorowodór.

Czego się nauczyliśmy?

Kwasy nieorganiczne powstają z wodoru i reszty kwasowej, którą jest atom niemetalu lub tlenek. W zależności od charakteru pozostałości kwasowych kwasy dzielą się na beztlenowe i zawierające tlen. Wszystkie kwasy mają kwaśny smak i są zdolne do dysocjacji w środowisku wodnym (rozpadu na kationy i aniony). Kwasy otrzymuje się z prostych substancji, tlenków i soli. Podczas interakcji z metalami, tlenkami, zasadami i solami kwasy tworzą sole.

Testuj w temacie

Ocena raportu

Średnia ocena: 4.4. Łączna liczba otrzymanych ocen: 120.

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, że taka dysocjacja jest praktycznie nieodwracalna. 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.

W przypadku, gdy 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 sól odpowiedniego metalu i wodór tworzą się jako produkty. 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 powoduje zjawisko pasywacji - na powierzchni takich metali tworzy się ochronny film ze stałych produktów utleniania, który nie pozwala cząsteczkom stężonego kwasu siarkowego i stężonego kwasu azotowego 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 działaniem 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 + 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

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 H2S ma również wysoką aktywność redukującą. Nawet środek utleniający, taki jak dwutlenek siarki, może go utlenić.

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).
• Trzeci to 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 zwrócić także 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.

Są to substancje, które w roztworach dysocjują, tworząc jony wodorowe.

Kwasy klasyfikuje się według ich mocy, zasadowości oraz obecności lub braku tlenu w kwasie.

SiłąKwasy dzielą się na mocne i słabe. Najważniejszymi mocnymi kwasami są azot HNO 3, siarkowy H2SO4 i chlorowodorowy HCl.

Według obecności tlenu rozróżnia kwasy zawierające tlen ( HNO3, H3PO4 itp.) i kwasy beztlenowe ( HCl, H2S, HCN itp.).

Przez zasadowość, tj. W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, które można zastąpić atomami metalu, tworząc sól, kwasy dzielą się na jednozasadowe (na przykład HNO 3, HCl), dwuzasadowy (H 2 S, H 2 SO 4), trójzasadowy (H 3 PO 4) itp.

Nazwy kwasów beztlenowych pochodzą od nazwy niemetalu z dodatkiem końcówki -wodór: HCl - kwas solny, H2S e - kwas hydroselenowy, HCN - kwas cyjanowodorowy.

Nazwy kwasów zawierających tlen powstają również z rosyjskiej nazwy odpowiedniego pierwiastka z dodatkiem słowa „kwas”. W tym przypadku nazwa kwasu, w którym pierwiastek jest na najwyższym stopniu utlenienia, kończy się na „naya” lub „ova”, np. H2SO4 - kwas siarkowy, HClO4 - kwas nadchlorowy, H3AsO4 - kwas arsenowy. Wraz ze spadkiem stopnia utlenienia pierwiastka kwasotwórczego końcówki zmieniają się w następującej kolejności: „jajowate” ( HClO3 - kwas nadchlorowy), „stały” ( HClO2 - kwas chlorawy), „jajowaty” ( H O kl - kwas podchlorawy). Jeśli pierwiastek tworzy kwasy będąc tylko na dwóch stopniach utlenienia, wówczas nazwa kwasu odpowiadająca najniższemu stopniowi utlenienia pierwiastka otrzymuje końcówkę „iste” ( HNO3 - kwas azotowy, HNO2 - kwas azotawy).

Tabela - Najważniejsze kwasy i ich sole

Kwas		Nazwy odpowiednich soli normalnych
Nazwa	Formuła
Azot	HNO3	Azotany
Azotowy	HNO2	Azotyny
Borowy (ortoboryczny)	H3BO3	Borany (ortoborany)
Bromowodorowy		Bromki
Jodowodorek		Jodki
Krzem	H2SiO3	Krzemiany
Mangan	HMnO4	Nadmanganiany
Metafosforowy	HPO 3	Metafosforany
Arsen	H3AsO4	Arsenaty
Arsen	H3AsO3	Arsenity
Ortofosforowy	H3PO4	Ortofosforany (fosforany)
Difosforowy (pirofosforowy)	H4P2O7	Difosforany (pirofosforany)
Dichrom	H2Cr2O7	Dichromaty
Siarkowy	H2SO4	Siarczany
Siarkawy	H2SO3	Siarczyny
Węgiel	H2CO3	Węglany
Fosfor	H3PO3	Fosforyny
Fluorowodny (fluorowy)		Fluorki
Solny (sól)		Chlorki
Chlor	HClO4	Nadchlorany
Chlorawy	HClO3	Chlorany
Podchlorany	HClO	Podchloryny
Chrom	H2CrO4	Chromiany
Cyjanowodór (cyjankowy)		Cyjanek

Otrzymywanie kwasów

1. Kwasy beztlenowe można otrzymać przez bezpośrednie połączenie niemetali z wodorem:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Kwasy zawierające tlen można często otrzymać przez bezpośrednie połączenie tlenków kwasowych z wodą:

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

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,

P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3.

3. Zarówno kwasy beztlenowe, jak i zawierające tlen można otrzymać w wyniku reakcji wymiany pomiędzy solami i innymi kwasami:

BaBr2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. W niektórych przypadkach reakcje redoks można wykorzystać do wytworzenia kwasów:

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,

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

Właściwości chemiczne kwasów

1. Najbardziej charakterystyczną właściwością chemiczną kwasów jest ich zdolność do reagowania z zasadami (oraz tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi) tworząc sole, np.:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O,

2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,

2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O.

2. Zdolność do oddziaływania z niektórymi metalami w szeregach napięć aż do wodoru, z wydzielaniem wodoru:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,

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

3. W przypadku soli, jeśli tworzy się słabo rozpuszczalna sól lub substancja lotna:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

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

2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2+ 2H 2O.

Należy pamiętać, że kwasy wielozasadowe dysocjują etapowo, a łatwość dysocjacji na każdym etapie maleje, dlatego w przypadku kwasów wielozasadowych zamiast soli średnich często tworzą się sole kwasowe (w przypadku nadmiaru reagującego kwasu):

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O.

4. Szczególnym przypadkiem oddziaływania kwas-zasada jest reakcja kwasów ze wskaźnikami, prowadząca do zmiany koloru, co od dawna wykorzystuje się do jakościowego wykrywania kwasów w roztworach. Tak więc lakmus zmienia kolor w kwaśnym środowisku na czerwony.

5. Po podgrzaniu kwasy zawierające tlen rozkładają się na tlenek i wodę (najlepiej w obecności środka usuwającego wodę P2O5):

H2SO4 = H2O + SO3,

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2.

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina