Vrste kemičnih kislin. Anorganske kisline

Imena nekaterih anorganskih kislin in soli

Kislinske formule	Imena kislin	Imena ustreznih soli
HClO4	klor	perklorati
HClO3	hipoklorov	klorati
HClO2	klorid	kloriti
HClO	hipoklorov	hipokloriti
H5IO6	jod	periodati
HIO 3	jod	jodati
H2SO4	žveplov	sulfati
H2SO3	žveplov	sulfiti
H2S2O3	tiožveplo	tiosulfati
H2S4O6	tetrationski	tetrationati
HNO3	dušik	nitrati
HNO2	dušikov	nitriti
H3PO4	ortofosforna	ortofosfati
HPO 3	metafosforna	metafosfati
H3PO3	fosforjev	fosfiti
H3PO2	fosforjev	hipofosfiti
H2CO3	premog	karbonati
H2SiO3	silicij	silikati
HMnO4	mangan	permanganatov
H2MnO4	mangan	manganatov
H2CrO4	krom	kromati
H2Cr2O7	dikrom	dikromati
HF	vodikov fluorid (fluorid)	fluoridi
HCl	klorovodikova (klorovodikova)	kloridi
HBr	bromovodikova	bromidi
HI	vodikov jodid	jodidi
H2S	vodikov sulfid	sulfidi
HCN	vodikov cianid	cianidi
HOCN	cian	cianati

Naj vas na konkretnih primerih na kratko spomnim, kako je treba soli pravilno imenovati.

Primer 1. Sol K 2 SO 4 tvorita preostanek žveplove kisline (SO 4) in kovina K. Soli žveplove kisline imenujemo sulfati. K 2 SO 4 - kalijev sulfat.

Primer 2. FeCl 3 - sol vsebuje železo in ostanek klorovodikove kisline (Cl). Ime soli: železov (III) klorid. Prosimo, upoštevajte: v tem primeru ne smemo samo poimenovati kovine, temveč tudi navesti njeno valenco (III). V prejšnjem primeru to ni bilo potrebno, saj je valenca natrija konstantna.

Pomembno: ime soli mora označevati valenco kovine le, če ima kovina spremenljivo valenco!

Primer 3. Ba(ClO) 2 - sol vsebuje barij in preostanek hipoklorove kisline (ClO). Ime soli: barijev hipoklorit. Valenca kovine Ba v vseh njenih spojinah je dve; ni je treba navesti.

Primer 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Skupino NH 4 imenujemo amonij, valenca te skupine je konstantna. Ime soli: amonijev dikromat (dikromat).

V zgornjih primerih smo srečali le t.i. srednje ali normalne soli. Kisle, bazične, dvojne in kompleksne soli, soli organskih kislin tukaj ne bomo obravnavali.

To so snovi, ki v raztopinah disociirajo in tvorijo vodikove ione.

Kisline so razvrščene glede na njihovo moč, bazičnost in prisotnost ali odsotnost kisika v kislini.

Po močikisline delimo na močne in šibke. Najpomembnejše močne kisline so dušikova HNO 3, žveplova H2SO4 in klorovodikova HCl.

Glede na prisotnost kisika razlikovati med kislinami, ki vsebujejo kisik ( HNO3, H3PO4 itd.) in kisline brez kisika ( HCl, H2S, HCN itd.).

Po bazičnosti, tj. Glede na število vodikovih atomov v molekuli kisline, ki jih je mogoče zamenjati s kovinskimi atomi, da nastane sol, delimo kisline na enobazične (npr. HNO 3, HCl), dvobazni (H 2 S, H 2 SO 4), tribazni (H 3 PO 4) itd.

Imena kislin brez kisika izhajajo iz imena nekovine z dodatkom končnice -vodik: HCl - klorovodikova kislina, H2S e - hidroselenska kislina, HCN - cianovodikova kislina.

Imena kislin, ki vsebujejo kisik, so sestavljena tudi iz ruskega imena ustreznega elementa z dodatkom besede "kislina". V tem primeru se ime kisline, v kateri je element v najvišjem oksidacijskem stanju, konča na "naya" ali "ova", na primer H2SO4 - žveplovo kislino, HClO4 - perklorna kislina, H3AsO4 - arzenova kislina. Z zmanjšanjem stopnje oksidacije elementa, ki tvori kislino, se končnice spremenijo v naslednjem zaporedju: "ovate" ( HClO3 - perklorova kislina), "trdno" ( HClO2 - klorova kislina), "jajčasta" ( H O Cl - hipoklorova kislina). Če element tvori kisline, medtem ko je v samo dveh oksidacijskih stopnjah, dobi ime kisline, ki ustreza najnižjemu oksidacijskemu stanju elementa, končnico "iste" ( HNO3 - dušikova kislina, HNO2 - dušikova kislina).

Tabela - Najpomembnejše kisline in njihove soli

kislina		Imena ustreznih normalnih soli
Ime	Formula
Dušik	HNO3	Nitrati
Dušik	HNO2	Nitriti
Boric (ortoborna)	H3BO3	Borati (ortoborati)
bromovodikova		bromidi
hidrojodid		jodidi
Silicij	H2SiO3	Silikati
Mangan	HMnO4	Permanganatov
Metafosforno	HPO 3	Metafosfati
arzen	H3AsO4	Arsenati
arzen	H3AsO3	arzeniti
Ortofosforna	H3PO4	Ortofosfati (fosfati)
Difosforna (pirofosforna)	H4P2O7	Difosfati (pirofosfati)
Dichrome	H2Cr2O7	Dihromati
Žveplova	H2SO4	Sulfati
žveplov	H2SO3	Sulfiti
Premog	H2CO3	Karbonati
Fosforna	H3PO3	Fosfiti
Fluorovodikova (fluorikova)		Fluoridi
klorovodikova (sol)		Kloridi
Klor	HClO4	Perklorati
klorov	HClO3	Klorati
Hipoklorno	HClO	Hipokloriti
Chrome	H2CrO4	kromati
Vodikov cianid (cian)		cianid

Pridobivanje kislin

1. Kisline brez kisika lahko dobimo z neposredno kombinacijo nekovin z vodikom:

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Kisline, ki vsebujejo kisik, je pogosto mogoče pridobiti z neposrednim združevanjem kislinskih oksidov z vodo:

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. Kisline brez kisika in kisline, ki vsebujejo kisik, se lahko pridobijo z reakcijami izmenjave med solmi in drugimi kislinami:

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. V nekaterih primerih se lahko za proizvodnjo kislin uporabijo redoks reakcije:

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

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

Kemijske lastnosti kislin

1. Najbolj značilna kemična lastnost kislin je njihova sposobnost, da reagirajo z bazami (pa tudi z bazičnimi in amfoternimi oksidi), da tvorijo soli, na primer:

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. Sposobnost interakcije z nekaterimi kovinami v napetostnem nizu do vodika s sproščanjem vodika:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,

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

3. S solmi, če nastane rahlo topna sol ali hlapna snov:

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.

Upoštevajte, da polibazične kisline postopoma disociirajo in se lahkotnost disociacije na vsaki stopnji zmanjša, zato pri polibazičnih kislinah namesto srednjih soli pogosto nastanejo kisle soli (v primeru presežka reagirajoče kisline):

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. Poseben primer kislinsko-bazične interakcije je reakcija kislin z indikatorji, ki vodi do spremembe barve, ki se že dolgo uporablja za kvalitativno odkrivanje kislin v raztopinah. Tako lakmus spremeni barvo v kislem okolju v rdečo.

5. Pri segrevanju kisline, ki vsebujejo kisik, razpadejo na oksid in vodo (po možnosti v prisotnosti sredstva za odstranjevanje vode). P2O5):

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

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

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina

Kislinske formule	Imena kislin	Imena ustreznih soli
HClO4	klor	perklorati
HClO3	hipoklorov	klorati
HClO2	klorid	kloriti
HClO	hipoklorov	hipokloriti
H5IO6	jod	periodati
HIO 3	jod	jodati
H2SO4	žveplov	sulfati
H2SO3	žveplov	sulfiti
H2S2O3	tiožveplo	tiosulfati
H2S4O6	tetrationski	tetrationati
HNO3	dušik	nitrati
HNO2	dušikov	nitriti
H3PO4	ortofosforna	ortofosfati
HPO 3	metafosforna	metafosfati
H3PO3	fosforjev	fosfiti
H3PO2	fosforjev	hipofosfiti
H2CO3	premog	karbonati
H2SiO3	silicij	silikati
HMnO4	mangan	permanganatov
H2MnO4	mangan	manganatov
H2CrO4	krom	kromati
H2Cr2O7	dikrom	dikromati
HF	vodikov fluorid (fluorid)	fluoridi
HCl	klorovodikova (klorovodikova)	kloridi
HBr	bromovodikova	bromidi
HI	vodikov jodid	jodidi
H2S	vodikov sulfid	sulfidi
HCN	vodikov cianid	cianidi
HOCN	cian	cianati

Naj vas na konkretnih primerih na kratko spomnim, kako je treba soli pravilno imenovati.

Primer 1. Sol K 2 SO 4 tvorita preostanek žveplove kisline (SO 4) in kovina K. Soli žveplove kisline imenujemo sulfati. K 2 SO 4 - kalijev sulfat.

Primer 2. FeCl 3 - sol vsebuje železo in ostanek klorovodikove kisline (Cl). Ime soli: železov (III) klorid. Prosimo, upoštevajte: v tem primeru ne smemo samo poimenovati kovine, temveč tudi navesti njeno valenco (III). V prejšnjem primeru to ni bilo potrebno, saj je valenca natrija konstantna.

Pomembno: ime soli mora označevati valenco kovine le, če ima kovina spremenljivo valenco!

Primer 3. Ba(ClO) 2 - sol vsebuje barij in preostanek hipoklorove kisline (ClO). Ime soli: barijev hipoklorit. Valenca kovine Ba v vseh njenih spojinah je dve; ni je treba navesti.

Primer 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Skupino NH 4 imenujemo amonij, valenca te skupine je konstantna. Ime soli: amonijev dikromat (dikromat).

V zgornjih primerih smo srečali le t.i. srednje ali normalne soli. Kisle, bazične, dvojne in kompleksne soli, soli organskih kislin tukaj ne bomo obravnavali.

Če vas ne zanima samo nomenklatura soli, temveč tudi metode njihove priprave in kemijske lastnosti, vam priporočam, da se obrnete na ustrezne razdelke kemijskega priročnika: "

7. Kisline. Sol. Razmerje med razredi anorganskih snovi

7.1. kisline

Kisline so elektroliti, pri disociaciji katerih nastanejo samo vodikovi kationi H + kot pozitivno nabiti ioni (natančneje hidronijevi ioni H 3 O +).

Druga definicija: kisline so kompleksne snovi, sestavljene iz atoma vodika in kislinskih ostankov (tabela 7.1).

Tabela 7.1

Formule in imena nekaterih kislin, kislinskih ostankov in soli

Kislinska formula	Ime kisline	Kislinski ostanek (anion)	Ime soli (povprečje)
HF	Fluorovodikova (fluorikova)	F −	Fluoridi
HCl	klorovodikova (klorovodikova)	Cl −	Kloridi
HBr	bromovodikova	Br−	bromidi
HI	hidrojodid	jaz −	jodidi
H2S	Vodikov sulfid	S 2−	Sulfidi
H2SO3	žveplov	SO 3 2 −	Sulfiti
H2SO4	Žveplova	SO 4 2 −	Sulfati
HNO2	Dušik	NO2−	Nitriti
HNO3	Dušik	NE 3 −	Nitrati
H2SiO3	Silicij	SiO 3 2 −	Silikati
HPO 3	Metafosforno	PO 3 −	Metafosfati
H3PO4	Ortofosforna	PO 4 3 −	Ortofosfati (fosfati)
H4P2O7	Pirofosforna (bifosforna)	P 2 O 7 4 −	Pirofosfati (difosfati)
HMnO4	Mangan	MnO 4 −	Permanganatov
H2CrO4	Chrome	CrO 4 2 −	kromati
H2Cr2O7	Dichrome	Cr 2 O 7 2 −	Dikromati (bikromati)
H2SeO4	Selen	SeO 4 2 −	Selenati
H3BO3	Bornaya	BO 3 3 −	Ortoborati
HClO	Hipoklorno	ClO	Hipokloriti
HClO2	klorid	ClO2−	kloriti
HClO3	klorov	ClO3−	Klorati
HClO4	Klor	ClO 4 −	Perklorati
H2CO3	Premog	CO 3 3 −	Karbonati
CH3COOH	Kis	CH 3 COO −	Acetati
HCOOH	mravlja	HCOO −	Formiati

V normalnih pogojih so lahko kisline trdne snovi (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) in tekočine (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Te kisline lahko obstajajo tako posamezno (100% oblika) kot v obliki razredčenih in koncentriranih raztopin. Na primer, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH poznamo tako posamično kot v raztopinah.

Številne kisline poznamo le v raztopinah. To so vsi vodikovi halogenidi (HCl, HBr, HI), vodikov sulfid H 2 S, vodikov cianid (cianovodikov HCN), ogljikova kislina H 2 CO 3, žveplova H 2 SO 3 kislina, ki so raztopine plinov v vodi. Na primer, klorovodikova kislina je zmes HCl in H 2 O, ogljikova kislina je zmes CO 2 in H 2 O. Jasno je, da uporaba izraza "raztopina klorovodikove kisline" ni pravilna.

Večina kislin je topnih v vodi; kremenčeva kislina H 2 SiO 3 je netopna. Velika večina kislin ima molekularno strukturo. Primeri strukturnih formul kislin:

V večini kislinskih molekul, ki vsebujejo kisik, so vsi vodikovi atomi vezani na kisik. Vendar obstajajo izjeme:

Kisline so razvrščene glede na številne značilnosti (tabela 7.2).

Tabela 7.2

Razvrstitev kislin

Klasifikacijski znak	Vrsta kisline	Primeri
Število vodikovih ionov, ki nastanejo ob popolni disociaciji molekule kisline	Monobase	HCl, HNO3, CH3COOH
	Dibasic	H2SO4, H2S, H2CO3
	Tribazni	H3PO4, H3AsO4
Prisotnost ali odsotnost atoma kisika v molekuli	Kisik (kislinski hidroksidi, oksokisline)	HNO2, H2SiO3, H2SO4
	Brez kisika	HF, H2S, HCN
Stopnja disociacije (moč)	Močan (popolnoma disociiran, močni elektroliti)	HCl, HBr, HI, H2SO4 (razredčen), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7
	Šibki (delno disociirani, šibki elektroliti)	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, H 2 SO 4 (konc.)
Oksidativne lastnosti	Oksidanti zaradi H + ionov (pogojno neoksidirajoče kisline)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (razt.), H 3 PO 4, CH 3 COOH
	Oksidanti zaradi aniona (oksidacijske kisline)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (konc), H 2 Cr 2 O 7
	Reducenti zaradi aniona	HCl, HBr, HI, H 2 S (vendar ne HF)
Toplotna stabilnost	Obstajajo le v rešitvah	H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2
	Pri segrevanju zlahka razpade	H2SO3, HNO3, H2SiO3
	Termično stabilen	H2SO4 (konc), H3PO4

Vse splošne kemijske lastnosti kislin so posledica prisotnosti presežnih vodikovih kationov H + (H 3 O +) v njihovih vodnih raztopinah.

1. Zaradi presežka H + ionov vodne raztopine kislin spremenijo barvo lakmusove vijolice in metiloranža v rdečo (fenolftalein ne spremeni barve in ostane brezbarven). V vodni raztopini šibke ogljikove kisline lakmus ni rdeč, ampak rožnat; raztopina nad oborino zelo šibke silicijeve kisline sploh ne spremeni barve indikatorjev.

2. Kisline medsebojno delujejo z bazičnimi oksidi, bazami in amfoternimi hidroksidi, amonijevim hidratom (glej poglavje 6).

Primer 7.1.

Za izvedbo transformacije BaO → BaSO 4 lahko uporabite: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2S04; d) SO 3.

rešitev. Transformacijo lahko izvedemo z uporabo H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 ne reagira z BaO in pri reakciji BaO s SO 2 nastane barijev sulfit:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Odgovor: 3).

3. Kisline reagirajo z amoniakom in njegovimi vodnimi raztopinami, da tvorijo amonijeve soli:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl - amonijev klorid;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - amonijev sulfat.

4. Neoksidirajoče kisline reagirajo s kovinami, ki se nahajajo v seriji aktivnosti do vodika, da tvorijo sol in sprostijo vodik:

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

Interakcija oksidacijskih kislin (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)) s kovinami je zelo specifična in se upošteva pri preučevanju kemije elementov in njihovih spojin.

5. Kisline medsebojno delujejo s solmi. Reakcija ima številne značilnosti:

a) v večini primerov, ko močnejša kislina reagira s soljo šibkejše kisline, nastaneta sol šibke kisline in šibka kislina ali, kot pravijo, močnejša kislina izpodrine šibkejšo. Niz padajoče jakosti kislin izgleda takole:

Primeri reakcij, ki se pojavljajo:

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

H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓

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

3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4

Ne medsebojno delujejo, na primer KCl in H 2 SO 4 (razredčen), NaNO 3 in H 2 SO 4 (razredčen), K 2 SO 4 in HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 in H2CO3, CH3COOK in H2CO3;

b) v nekaterih primerih šibkejša kislina izpodrine močnejšo iz soli:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

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

Take reakcije so možne, kadar se oborine nastalih soli ne raztopijo v nastalih razredčenih močnih kislinah (H 2 SO 4 in HNO 3);

c) v primeru nastanka oborin, ki so netopne v močnih kislinah, lahko pride do reakcije med močno kislino in soljo, ki jo tvori druga močna kislina:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Primer 7.2.

Označi vrstico s formulami snovi, ki reagirajo s H 2 SO 4 (razredčeno).

1) Zn, Al 2 O 3, KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF 2) Cu(OH) 2, K 2 CO 3, Ag; 4) Na 2 SO 3, Mg, Zn(OH) 2.

rešitev. Vse snovi iz vrstice 4 medsebojno delujejo s H 2 SO 4 (dil):

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

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O

V vrstici 1) reakcija s KCl (p-p) ni izvedljiva, v vrstici 2) - z Ag, v vrstici 3) - z NaNO 3 (p-p).

Odgovor: 4).

6. Koncentrirana žveplova kislina se v reakcijah s solmi obnaša zelo specifično. To je nehlapna in termično stabilna kislina, zato izpodriva vse močne kisline iz trdnih (!) soli, saj so bolj hlapne kot H2SO4 (konc):

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

2KCl (s) + H 2 SO 4 (konc.) K 2 SO 4 + 2HCl

Soli, ki jih tvorijo močne kisline (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4), reagirajo samo s koncentrirano žveplovo kislino in le v trdnem stanju.

3) KNO 3 (tv);

rešitev. Obe kislini reagirata s KF, Na 2 CO 3 in Na 3 PO 4, samo H 2 SO 4 (konc.) reagira s KNO 3 (trdno).

BaO + SO 2 = BaSO 3

Metode pridobivanja kislin so zelo raznolike.

Anoksične kisline prejeti:

• z raztapljanjem ustreznih plinov v vodi:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

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

• iz soli z zamenjavo z močnejšimi ali manj hlapnimi kislinami:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

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

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3

Kisline, ki vsebujejo kisik prejeti:

• z raztapljanjem ustreznih kislih oksidov v vodi, medtem ko stopnja oksidacije elementa, ki tvori kislino, v oksidu in kislini ostane enaka (z izjemo NO 2):

N2O5 + H2O = 2HNO3

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4

• oksidacija nekovin z oksidacijskimi kislinami:

S + 6HNO 3 (konc) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

• z izpodrivanjem močne kisline iz soli druge močne kisline (če se obori oborina, netopna v nastalih kislinah):

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• z izpodrivanjem hlapne kisline iz njenih soli z manj hlapno kislino.

V ta namen se najpogosteje uporablja nehlapna, termično stabilna koncentrirana žveplova kislina:

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

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

• izpodrivanje šibkejše kisline iz njenih soli z močnejšo kislino:

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

NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2

K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓

Kisline lahko razvrstimo na podlagi različnih meril:

1) Prisotnost atomov kisika v kislini

2) Bazičnost kisline

Bazičnost kisline je število "mobilnih" vodikovih atomov v njeni molekuli, ki se lahko po disociaciji odcepijo od molekule kisline v obliki vodikovih kationov H + in jih nadomestijo tudi kovinski atomi:

4) Topnost

5) Stabilnost

7) Oksidativne lastnosti

Kemijske lastnosti kislin

1. Sposobnost disociacije

Kisline v vodnih raztopinah disociirajo na vodikove katione in kislinske ostanke. Kot smo že omenili, kisline delimo na dobro disociirajoče (močne) in nizko disociirajoče (šibke). Pri pisanju disociacijske enačbe za močne enobazične kisline se uporablja ena desno usmerjena puščica () ali enačaj (=), kar kaže, da je takšna disociacija praktično ireverzibilna. Na primer, disociacijsko enačbo za močno klorovodikovo kislino lahko zapišemo na dva načina:

ali v tej obliki: HCl = H + + Cl -

ali na ta način: HCl → H + + Cl -

Pravzaprav nam smer puščice pove, da obratni proces združevanja vodikovih kationov s kislimi ostanki (asociacija) v močnih kislinah praktično ne poteka.

V primeru, da želimo zapisati disociacijsko enačbo šibke monoprotonske kisline, moramo v enačbi namesto predznaka uporabiti dve puščici. Ta znak odraža reverzibilnost disociacije šibkih kislin - v njihovem primeru je obratni proces združevanja vodikovih kationov s kislimi ostanki močno izrazit:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Polibazične kisline postopoma disociirajo, tj. Vodikovi kationi se ločijo od svojih molekul ne hkrati, ampak enega za drugim. Zaradi tega se disociacija takšnih kislin ne izraža z eno, temveč z več enačbami, katerih število je enako bazičnosti kisline. Na primer, disociacija tribazične fosforne kisline poteka v treh korakih z izmeničnim ločevanjem kationov 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-

Treba je opozoriti, da se vsaka naslednja stopnja disociacije pojavi v manjši meri kot prejšnja. To pomeni, da molekule H 3 PO 4 disociirajo bolje (v večji meri) kot H 2 PO 4 - ioni, ti pa disociirajo bolje kot HPO 4 2- ioni. Ta pojav je povezan s povečanjem naboja kislih ostankov, zaradi česar se poveča moč vezi med njimi in pozitivnimi ioni H +.

Od polibazičnih kislin je izjema žveplova kislina. Ker ta kislina dobro disociira v obeh stopnjah, je dovoljeno zapisati enačbo njene disociacije v eni stopnji:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Interakcija kislin s kovinami

Sedma točka v klasifikaciji kislin je njihova oksidacijska lastnost. Ugotovljeno je bilo, da so kisline šibki oksidanti in močni oksidanti. Velika večina kislin (skoraj vse razen H 2 SO 4 (konc.) in HNO 3) je šibkih oksidantov, saj lahko svojo oksidativno sposobnost pokažejo le zaradi vodikovih kationov. Takšne kisline lahko oksidirajo le tiste kovine, ki so v nizu aktivnosti levo od vodika, produkti pa tvorijo sol ustrezne kovine in vodika. Na primer:

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

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Kar zadeva močne oksidativne kisline, tj. H 2 SO 4 (konc.) in HNO 3 , potem je seznam kovin, na katere delujejo, veliko širši in vključuje vse kovine pred vodikom v nizu aktivnosti in skoraj vse za njim. To pomeni, da bosta na primer koncentrirana žveplova in dušikova kislina katere koli koncentracije oksidirala celo nizko aktivne kovine, kot so baker, živo srebro in srebro. Interakcija dušikove kisline in koncentrirane žveplove kisline s kovinami ter nekaterimi drugimi snovmi bo zaradi njihove specifičnosti posebej obravnavana na koncu tega poglavja.

3. Interakcija kislin z bazičnimi in amfoternimi oksidi

Kisline reagirajo z bazičnimi in amfoternimi oksidi. Silicijeva kislina, ker je netopna, ne reagira z nizko aktivnimi bazičnimi oksidi in amfoternimi oksidi:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Interakcija kislin z bazami in amfoternimi hidroksidi

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Interakcija kislin s solmi

Do te reakcije pride, če nastane oborina, plin ali bistveno šibkejša kislina od tiste, ki reagira. Na primer:

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. Specifične oksidativne lastnosti dušikove in koncentrirane žveplove kisline

Kot je navedeno zgoraj, so dušikova kislina v kateri koli koncentraciji, pa tudi žveplova kislina izključno v koncentriranem stanju, zelo močni oksidanti. Zlasti za razliko od drugih kislin oksidirajo ne le kovine, ki se nahajajo pred vodikom v nizu aktivnosti, ampak tudi skoraj vse kovine za njim (razen platine in zlata).

Na primer, sposobni so oksidirati baker, srebro in živo srebro. Vendar se je treba trdno zavedati dejstva, da številne kovine (Fe, Cr, Al), kljub dejstvu, da so precej aktivne (na voljo pred vodikom), kljub temu ne reagirajo s koncentrirano HNO 3 in koncentrirano H 2 SO 4 brez segrevalni razlog za pojav pasivacije - na površini takšnih kovin se tvori zaščitni film iz trdnih oksidacijskih produktov, ki ne dovoljuje, da bi molekule koncentrirane žveplove in koncentrirane dušikove kisline prodrle globoko v kovino, da bi prišlo do reakcije. Vendar pa se pri močnem segrevanju reakcija še vedno pojavi.

V primeru interakcije s kovinami so obvezni produkti vedno sol ustrezne kovine in uporabljena kislina ter voda. Vedno je izoliran tudi tretji produkt, katerega formula je odvisna od številnih dejavnikov, zlasti kot so aktivnost kovin, pa tudi koncentracija kislin in reakcijska temperatura.

Visoka oksidacijska sposobnost koncentrirane žveplove in koncentrirane dušikove kisline jim omogoča, da reagirajo ne le s skoraj vsemi kovinami v nizu aktivnosti, temveč tudi z mnogimi trdnimi nekovinami, zlasti s fosforjem, žveplom in ogljikom. Spodnja tabela jasno prikazuje produkte interakcije žveplove in dušikove kisline s kovinami in nekovinami glede na koncentracijo:

7. Redukcijske lastnosti kislin brez kisika

Vse kisline brez kisika (razen HF) lahko kažejo redukcijske lastnosti zaradi kemičnega elementa, vključenega v anion pod delovanjem različnih oksidantov. Na primer, vse halogenovodikove kisline (razen HF) oksidirajo manganov dioksid, kalijev permanganat in kalijev dikromat. V tem primeru se halogenidni ioni oksidirajo v proste halogene:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

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

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

Med vsemi halovodikovimi kislinami ima jodovodikova kislina največjo redukcijsko aktivnost. Za razliko od drugih halovodikovih kislin jo lahko celo železov oksid in soli oksidirajo.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Vodikov sulfid H 2 S ima tudi visoko redukcijsko aktivnost. Tudi oksidant, kot je žveplov dioksid, jo lahko oksidira.