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 chlorowodorowy, 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 azotowy).

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 (a także z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi) tworząc sole, na przykład:

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 2HPO 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

7. Kwasy. Sól. Zależności między klasami substancji nieorganicznych

7.1. Kwasy

Kwasy to elektrolity, po dysocjacji których powstają jedynie kationy wodoru H + jako jony naładowane dodatnio (a dokładniej jony hydroniowe H 3 O +).

Inna definicja: kwasy są substancje złożone, składający się z atomu wodoru i reszt kwasowych (tabela 7.1).

Tabela 7.1

Wzory i nazwy niektórych kwasów, reszt kwasów i soli

Formuła kwasowa	Nazwa kwasu	Pozostałość kwasowa (anion)	Nazwa soli (średnia)
HF	Fluorowodny (fluorowy)	F-	Fluorki
HCl	Solny (chlorowodorowy)	Cl-	Chlorki
HBr	Bromowodorowy	Br-	Bromki
CZEŚĆ	Jodowodorek	ja -	Jodki
H2S	Siarkowodór	S 2-	Siarczki
H2SO3	Siarkawy	SO 3 2 −	Siarczyny
H2SO4	Siarkowy	SO 4 2 −	Siarczany
HNO2	Azotowy	NO2−	Azotyny
HNO3	Azot	NIE 3-	Azotany
H2SiO3	Krzem	SiO3 2-	Krzemiany
HPO 3	Metafosforowy	PO 3-	Metafosforany
H3PO4	Ortofosforowy	PO 4 3 −	Ortofosforany (fosforany)
H4P2O7	Pirofosforowy (bifosforowy)	P 2 O 7 4 -	Pirofosforany (difosforany)
HMnO4	Mangan	MnO4-	Nadmanganiany
H2CrO4	Chrom	CrO42-	Chromiany
H2Cr2O7	Dichrom	Cr2O72-	Dichromiany (bichromiany)
H2SeO4	Selen	SeO4 2-	Seleniany
H3BO3	Bornaja	BO 3 3 −	Ortoborany
HClO	Podchlorany	ClO –	Podchloryny
HClO2	Chlorek	ClO2−	Chloryny
HClO3	Chlorawy	ClO3-	Chlorany
HClO4	Chlor	ClO4-	Nadchlorany
H2CO3	Węgiel	CO 3 3 -	Węglany
CH3COOH	Ocet	CH3COO-	Octany
HCOOH	Mrówka	HCOO-	mrówczany

W normalnych warunkach kwasy mogą być ciałami stałymi (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) i cieczami (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Kwasy te mogą występować zarówno pojedynczo (w postaci 100%), jak i w postaci rozcieńczonych i stężonych roztworów. Na przykład H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH są znane zarówno pojedynczo, jak i w roztworach.

Wiele kwasów jest znanych tylko w roztworach. Są to wszystkie halogenowodory (HCl, HBr, HI), siarkowodór H2S, cyjanowodór (cyjanowodorowy HCN), węglowy H2CO3, siarkowy kwas H2SO3, które są roztworami gazów w wodzie. Na przykład, kwas chlorowodorowy jest mieszaniną HCl i H 2 O, węgiel jest mieszaniną CO 2 i H 2 O. Jest oczywiste, że użycie wyrażenia „roztwór kwasu solnego” jest błędne.

Większość kwasów jest rozpuszczalna w wodzie; kwas krzemowy H2SiO3 jest nierozpuszczalny. Zdecydowana większość kwasów ma strukturę molekularną. Przykładowe wzory strukturalne kwasów:

W większości cząsteczek kwasów zawierających tlen wszystkie atomy wodoru są związane z tlenem. Ale są wyjątki:

Kwasy są klasyfikowane według szeregu cech (tabela 7.2).

Tabela 7.2

Klasyfikacja kwasów

Znak klasyfikacji	Typ kwasowy	Przykłady
Liczba jonów wodoru powstałych po całkowitej dysocjacji cząsteczki kwasu	Monobazowa	HCl, HNO3, CH3COOH
	Dwuzasadowy	H2SO4, H2S, H2CO3
	Trójzasadowy	H3PO4, H3AsO4
Obecność lub brak atomu tlenu w cząsteczce	Zawierający tlen (wodorotlenki kwasowe, oksokwasy)	HNO2, H2SiO3, H2SO4
	Beztlenowy	HF, H2S, HCN
Stopień dysocjacji (siła)	Silne (całkowicie dysocjują, mocne elektrolity)	HCl, HBr, HI, H2SO4 (rozcieńczony), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7
	Słabe (częściowo zdysocjowane, słabe elektrolity)	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 (stęż.)
Właściwości utleniające	Utleniacze ze względu na jony H + (kwasy warunkowo nieutleniające)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (dil), H 3 PO 4, CH 3 COOH
	Utleniacze ze względu na anion (kwasy utleniające)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (stęż.), H 2 Cr 2 O 7
	Środki redukujące anion	HCl, HBr, HI, H2S (ale nie HF)
Stabilność termiczna	Istnieją tylko w rozwiązaniach	H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO, HClO 2
	Łatwo rozkłada się pod wpływem ogrzewania	H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3
	Stabilny termicznie	H 2 SO 4 (stężony), H 3 PO 4

Wszystko ogólnie Właściwości chemiczne kwasy powstają w wyniku obecności w ich wodnych roztworach nadmiaru kationów wodoru H + (H 3 O +).

1. Wodne roztwory kwasów pod wpływem nadmiaru jonów H+ zmieniają barwę fioletu lakmusowego i oranżu metylowego na czerwoną (fenoloftaleina nie zmienia koloru i pozostaje bezbarwna). W wodnym roztworze słabego kwasu węglowego lakmus nie jest czerwony, ale różowy; roztwór nad osadem bardzo słabego kwasu krzemowego w ogóle nie zmienia koloru wskaźników.

2. Kwasy oddziałują z zasadowe tlenki, podstawy i wodorotlenki amfoteryczne hydrat amoniaku (patrz rozdział 6).

Przykład 7.1. Do przeprowadzenia transformacji BaO → BaSO 4 można zastosować: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2SO4; d) SO 3.

Rozwiązanie. Transformację można przeprowadzić stosując H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO3 = BaSO4

Na2SO4 nie reaguje z BaO, a w reakcji BaO z SO2 powstaje siarczyn baru:

BaO + SO2 = BaSO3

Odpowiedź: 3).

3. Kwasy reagują z amoniakiem i jego roztworami wodnymi, tworząc sole amonowe:

HCl + NH3 = NH4Cl - chlorek amonu;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - siarczan amonu.

4. Kwasy nieutleniające reagują z metalami znajdującymi się w szeregu aktywności aż do wodoru, tworząc sól i uwalniając wodór:

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

2HCl + Zn = ZnCl2 = H2

Oddziaływanie kwasów utleniających (HNO 3, H 2 SO 4 (stęż.)) z metalami jest bardzo specyficzne i jest brane pod uwagę przy badaniu chemii pierwiastków i ich związków.

5. Kwasy oddziałują z solami. Reakcja ma wiele cech:

a) w większości przypadków, gdy silniejszy kwas reaguje z solą słabszego kwasu, powstają sole słabego kwasu i słabego kwasu lub, jak to się mówi, silniejszy kwas wypiera słabszy. Szereg malejącej mocy kwasów wygląda następująco:

Przykłady zachodzących reakcji:

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2

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

Nie oddziałują ze sobą np. KCl i H 2 SO 4 (rozcieńczony), NaNO 3 i H 2 SO 4 (rozcieńczony), K 2 SO 4 i HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 i H2CO3, CH3COOK i H2CO3;

b) w niektórych przypadkach słabszy kwas wypiera z soli silniejszy:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

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

Takie reakcje są możliwe, gdy osady powstałych soli nie rozpuszczają się w powstałych rozcieńczonych mocnych kwasach (H2SO4 i HNO3);

c) w przypadku tworzenia się osadów nierozpuszczalnych w mocnych kwasach może nastąpić reakcja pomiędzy mocnym kwasem a solą utworzoną przez inny mocny kwas:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HCl

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Przykład 7.2. Wskaż wiersz zawierający wzory substancji reagujących z H 2 SO 4 (rozcieńczonym).

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) Na2SO3, Mg, Zn(OH) 2.

Rozwiązanie. Wszystkie substancje z wiersza 4 oddziałują z H 2 SO 4 (dil):

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

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2

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

W rzędzie 1) reakcja z KCl (p-p) nie jest możliwa, w rzędzie 2) - z Ag, w rzędzie 3) - z NaNO 3 (p-p).

Odpowiedź: 4).

6. Stężony kwas siarkowy zachowuje się bardzo specyficznie w reakcjach z solami. Jest to kwas nielotny i stabilny termicznie, dlatego wypiera wszystkie mocne kwasy ze stałych (!) soli, gdyż są one bardziej lotne niż H2SO4 (stęż.):

KCl (tv) + H2SO4 (stęż.) KHSO4 + HCl

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

Sole utworzone przez mocne kwasy (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagują tylko ze stężonym kwasem siarkowym i tylko w stanie stałym

Przykład 7.3. Stężony kwas siarkowy, w przeciwieństwie do rozcieńczonego, reaguje:

3) KNO 3 (telewizja);

Rozwiązanie. Oba kwasy reagują z KF, Na 2 CO 3 i Na 3 PO 4, a tylko H 2 SO 4 (stężony) reaguje z KNO 3 (stałym).

Odpowiedź: 3).

Metody wytwarzania kwasów są bardzo zróżnicowane.

Kwasy beztlenowe odbierać:

• poprzez rozpuszczenie odpowiednich gazów w wodzie:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

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

• z soli przez podstawienie silniejszymi lub mniej lotnymi kwasami:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

KCl (tv) + H2SO4 (stęż.) = KHSO4 + HCl

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

Kwasy zawierające tlen odbierać:

• poprzez rozpuszczenie odpowiednich tlenków kwasowych w wodzie, przy czym stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego w tlenku i kwasie pozostaje taki sam (z wyjątkiem 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

• utlenianie niemetali kwasami utleniającymi:

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

• poprzez wyparcie mocnego kwasu z soli innego mocnego kwasu (jeżeli wytrąci się osad nierozpuszczalny w powstałych kwasach):

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• poprzez zastąpienie lotnego kwasu z jego soli mniej lotnym kwasem.

W tym celu najczęściej stosuje się nielotny, termicznie stabilny stężony kwas siarkowy:

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

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

• wyparcie słabszego kwasu z jego soli przez mocniejszy kwas:

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

NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2

K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓

Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu i resztę kwasową.

Na podstawie obecności lub braku tlenu w cząsteczce kwasy dzielą się na zawierające tlen(kwas siarkowy H 2 SO 4, kwas siarkawy H 2 SO 3, kwas azotowy HNO 3, kwas fosforowy H 3 PO 4, kwas węglowy H 2 CO 3, kwas krzemowy H 2 SiO 3) i beztlenowe(kwas fluorowodorowy HF, kwas chlorowodorowy HCl (kwas solny), kwas bromowodorowy HBr, kwas jodowodorowy HI, kwas wodorosiarczkowy H2S).

W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, kwasy są jednozasadowe (z 1 atomem H), dwuzasadowe (z 2 atomami H) i trójzasadowe (z 3 atomami H). Na przykład kwas azotowy HNO 3 jest jednozasadowy, ponieważ jego cząsteczka zawiera jeden atom wodoru, kwas siarkowy H 2 SO 4 – dwuzasadowy itp.

Istnieje bardzo niewiele związków nieorganicznych zawierających cztery atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Część cząsteczki kwasu pozbawiona wodoru nazywana jest resztą kwasową.

Pozostałości kwasowe mogą składać się z jednego atomu (-Cl, -Br, -I) - są to proste reszty kwasowe lub mogą składać się z grupy atomów (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - są to reszty złożone.

W roztworach wodnych podczas reakcji wymiany i podstawienia pozostałości kwasowe nie ulegają zniszczeniu:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Słowo bezwodnik oznacza bezwodny, to znaczy kwas bez wody. Na przykład,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Kwasy beztlenowe nie mają bezwodników.

Kwasy wzięły swoją nazwę od nazwy pierwiastka kwasotwórczego (środka kwasotwórczego) z dodatkiem końcówek „naya” i rzadziej „vaya”: H 2 SO 4 - siarkowy; H 2 SO 3 – węgiel; H 2 SiO 3 – krzem itp.

Pierwiastek może tworzyć kilka kwasów tlenowych. W tym przypadku wskazane końcówki w nazwie kwasów będą dotyczyć pierwiastka wyższa wartościowość(cząsteczka kwasu zawiera dużą zawartość atomów tlenu). Jeśli pierwiastek będzie miał niższą wartościowość, końcówka nazwy kwasu będzie „pusta”: HNO 3 - azotowy, HNO 2 - azotowy.

Kwasy można otrzymać przez rozpuszczenie bezwodników w wodzie. Jeżeli bezwodniki są nierozpuszczalne w wodzie, kwas można otrzymać przez działanie innego, silniejszego kwasu na sól żądanego kwasu. Metoda ta jest typowa zarówno dla kwasów tlenowych, jak i beztlenowych. Kwasy beztlenowe otrzymuje się także poprzez bezpośrednią syntezę z wodoru i niemetalu, a następnie rozpuszczenie powstałego związku w wodzie:

H2 + Cl2 → 2HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Roztwory powstałych substancji gazowych HCl i H2S są kwasami.

W normalnych warunkach kwasy występują zarówno w stanie ciekłym, jak i stałym.

Właściwości chemiczne kwasów

Roztwory kwasów działają na wskaźniki. Wszystkie kwasy (z wyjątkiem krzemowego) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Substancje specjalne - wskaźniki pozwalają określić obecność kwasu.

Wskaźniki to substancje złożona struktura. Zmieniają kolor w zależności od interakcji z innymi chemikalia. W roztworach neutralnych mają jeden kolor, w roztworach zasad inny kolor. Podczas interakcji z kwasem zmieniają kolor: pomarańczowy wskaźnik metylowy zmienia kolor na czerwony, a wskaźnik lakmusowy również zmienia kolor na czerwony.

Interakcja z bazami z utworzeniem wody i soli, która zawiera niezmienioną resztę kwasową (reakcja neutralizacji):

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

Oddziałuj z tlenkami zasadowymi z utworzeniem wody i soli (reakcja neutralizacji). Sól zawiera kwasową pozostałość kwasu użytego w reakcji zobojętniania:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interakcja z metalami. Aby kwasy mogły oddziaływać z metalami, muszą zostać spełnione pewne warunki:

1. metal musi być dostatecznie aktywny wobec kwasów (w szeregu aktywności metali musi znajdować się przed wodorem). Im bardziej na lewo w szeregu aktywności znajduje się metal, tym intensywniej oddziałuje z kwasami;

2. kwas musi być wystarczająco mocny (to znaczy zdolny do oddawania jonów wodoru H +).

Kiedy wycieka reakcje chemiczne kwasy z metalami powstaje sól i wydziela się wodór (z wyjątkiem interakcji metali z kwasami azotowymi i stężonymi kwasami siarkowymi):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Nadal masz pytania? Chcesz wiedzieć więcej o kwasach?
Aby uzyskać pomoc od nauczyciela -.
Pierwsza lekcja jest bezpłatna!

blog.site, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do oryginalnego źródła.

Formuły kwasowe	Nazwy kwasów	Nazwy odpowiednich soli
HClO4	chlor	nadchlorany
HClO3	podchlorawy	chlorany
HClO2	chlorek	chloryny
HClO	podchlorawy	podchloryny
H5IO6	jod	nadjodaty
HIO 3	jod	jodany
H2SO4	siarkowy	siarczany
H2SO3	siarkowy	siarczyny
H2S2O3	tiosiarka	tiosiarczany
H2S4O6	tetrationowy	tetrationiany
HNO3	azot	azotany
HNO2	azotowy	azotyny
H3PO4	ortofosforowy	ortofosforany
HPO 3	metafosforowy	metafosforany
H3PO3	fosfor	fosforyny
H3PO2	fosfor	podfosforyny
H2CO3	węgiel	węglany
H2SiO3	krzem	krzemiany
HMnO4	mangan	nadmanganiany
H2MnO4	mangan	manganiany
H2CrO4	chrom	chromiany
H2Cr2O7	dichrom	dwuchromiany
HF	fluorowodór (fluorek)	fluorki
HCl	solny (chlorowodorowy)	chlorki
HBr	bromowodorowy	bromki
CZEŚĆ	jodowodór	jodki
H2S	siarkowodór	siarczki
HCN	cyjanowodór	cyjanki
HOCN	cyjan	cyjaniany

Przypomnę krótko konkretne przykłady jak poprawnie nazywać sole.

Przykład 1. Sól K 2 SO 4 tworzy reszta kwasu siarkowego (SO 4) i metal K. Sole kwasu siarkowego nazywane są siarczanami. K 2 SO 4 - siarczan potasu.

Przykład 2. FeCl 3 - sól zawiera żelazo i resztę kwasu solnego (Cl). Nazwa soli: chlorek żelaza (III). Uwaga: w tym przypadku musimy nie tylko nazwać metal, ale także wskazać jego wartościowość (III). W poprzednim przykładzie nie było to konieczne, ponieważ wartościowość sodu jest stała.

Ważne: nazwa soli powinna wskazywać wartościowość metalu tylko wtedy, gdy metal ma zmienną wartościowość!

Przykład 3. Ba(ClO) 2 - sól zawiera bar i resztę kwasu podchlorawego (ClO). Nazwa soli: podchloryn baru. Wartościowość metalu Ba we wszystkich jego związkach wynosi dwa; nie trzeba tego podawać.

Przykład 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Grupa NH4 nazywa się amonem, wartościowość tej grupy jest stała. Nazwa soli: dichromian amonu (dichromian).

W powyższych przykładach zetknęliśmy się jedynie z tzw. sole średnie lub normalne. Sole kwaśne, zasadowe, podwójne i złożone, sole kwasów organicznych nie będą tutaj omawiane.

Jeśli interesuje Cię nie tylko nazewnictwo soli, ale także sposoby ich wytwarzania i właściwości chemiczne, polecam zapoznać się z odpowiednimi rozdziałami podręcznika chemii: „

Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu i resztę kwasową.

Na podstawie obecności lub braku tlenu w cząsteczce kwasy dzielą się na zawierające tlen(kwas siarkowy H 2 SO 4, kwas siarkawy H 2 SO 3, kwas azotowy HNO 3, kwas fosforowy H 3 PO 4, kwas węglowy H 2 CO 3, kwas krzemowy H 2 SiO 3) i beztlenowe(kwas fluorowodorowy HF, kwas chlorowodorowy HCl (kwas solny), kwas bromowodorowy HBr, kwas jodowodorowy HI, kwas wodorosiarczkowy H2S).

W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, kwasy są jednozasadowe (z 1 atomem H), dwuzasadowe (z 2 atomami H) i trójzasadowe (z 3 atomami H). Na przykład kwas azotowy HNO 3 jest jednozasadowy, ponieważ jego cząsteczka zawiera jeden atom wodoru, kwas siarkowy H 2 SO 4 – dwuzasadowy itp.

Istnieje bardzo niewiele związków nieorganicznych zawierających cztery atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Część cząsteczki kwasu pozbawiona wodoru nazywana jest resztą kwasową.

Pozostałości kwasowe mogą składać się z jednego atomu (-Cl, -Br, -I) - są to proste reszty kwasowe lub mogą składać się z grupy atomów (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - są to reszty złożone.

W roztworach wodnych podczas reakcji wymiany i podstawienia pozostałości kwasowe nie ulegają zniszczeniu:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Słowo bezwodnik oznacza bezwodny, to znaczy kwas bez wody. Na przykład,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Kwasy beztlenowe nie mają bezwodników.

Kwasy wzięły swoją nazwę od nazwy pierwiastka kwasotwórczego (środka kwasotwórczego) z dodatkiem końcówek „naya” i rzadziej „vaya”: H 2 SO 4 - siarkowy; H 2 SO 3 – węgiel; H 2 SiO 3 – krzem itp.

Pierwiastek może tworzyć kilka kwasów tlenowych. W tym przypadku wskazanymi końcówkami nazw kwasów będą te, w których pierwiastek wykazuje wyższą wartościowość (cząsteczka kwasu zawiera dużą zawartość atomów tlenu). Jeśli pierwiastek będzie miał niższą wartościowość, końcówka nazwy kwasu będzie „pusta”: HNO 3 - azotowy, HNO 2 - azotowy.

Kwasy można otrzymać przez rozpuszczenie bezwodników w wodzie. Jeżeli bezwodniki są nierozpuszczalne w wodzie, kwas można otrzymać przez działanie innego, silniejszego kwasu na sól żądanego kwasu. Metoda ta jest typowa zarówno dla kwasów tlenowych, jak i beztlenowych. Kwasy beztlenowe otrzymuje się także poprzez bezpośrednią syntezę z wodoru i niemetalu, a następnie rozpuszczenie powstałego związku w wodzie:

H2 + Cl2 → 2HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Roztwory powstałych substancji gazowych HCl i H2S są kwasami.

W normalnych warunkach kwasy występują zarówno w stanie ciekłym, jak i stałym.

Właściwości chemiczne kwasów

Roztwory kwasów działają na wskaźniki. Wszystkie kwasy (z wyjątkiem krzemowego) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Substancje specjalne - wskaźniki pozwalają określić obecność kwasu.

Wskaźniki to substancje o złożonej budowie. Zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi substancjami chemicznymi. W roztworach neutralnych mają jeden kolor, w roztworach zasad inny kolor. Podczas interakcji z kwasem zmieniają kolor: pomarańczowy wskaźnik metylowy zmienia kolor na czerwony, a wskaźnik lakmusowy również zmienia kolor na czerwony.

Interakcja z bazami z utworzeniem wody i soli, która zawiera niezmienioną resztę kwasową (reakcja neutralizacji):

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

Oddziałuj z tlenkami zasadowymi z utworzeniem wody i soli (reakcja neutralizacji). Sól zawiera kwasową pozostałość kwasu użytego w reakcji zobojętniania:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interakcja z metalami. Aby kwasy mogły oddziaływać z metalami, muszą zostać spełnione pewne warunki:

1. metal musi być dostatecznie aktywny wobec kwasów (w szeregu aktywności metali musi znajdować się przed wodorem). Im bardziej na lewo w szeregu aktywności znajduje się metal, tym intensywniej oddziałuje z kwasami;

2. kwas musi być wystarczająco mocny (to znaczy zdolny do oddawania jonów wodoru H +).

Kiedy zachodzą reakcje chemiczne kwasu z metalami, powstaje sól i wydziela się wodór (z wyjątkiem interakcji metali z kwasem azotowym i stężonym kwasem siarkowym):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Nadal masz pytania? Chcesz wiedzieć więcej o kwasach?
Aby uzyskać pomoc korepetytora zarejestruj się.
Pierwsza lekcja jest bezpłatna!

stronie internetowej, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do źródła.