2.1.5. Бескислородные килоты

Общая формула таких кислот H_хЭ_у. Эта группа соединений по химическим свойствам и характеру диссоциации в водных средах (образование ионов гидроксония Н₃О⁺) сходна с кислородсодержащими кислотами, однако может быть выделена в отдельную группу, т.к. они не являются гидроксидами. Аналогично кислородным кислотам, они могут быть различной основности.

Название по систематической номенклатуре формируют следующим образом: на первом месте стоит слово «водород» с соответствующими количественными приставками, затем следует латинское название элемента с суффиксом «ид», например:

HCl- водород хлорид

H₂S – диводород сульфид

HCNS — водород роданид

Наиболее распространенные бескислородные кислоты, название по полусистематической (международной) номенклатуре их кислотных остатков и солей приведены ниже:

Формула	Название кислоты	Кислотный остаток	Название кислотного остатка и соли
HF	фтороводородная (плавиковая)	F—	фторид-ион, фториды
HCl	хлороводородная (соляная)	Cl—	хлорид-ион, хлориды
HBr	бромоводородная	Br—	бромид-ион, бромиды
HI	иодоводородная	I—	иодид-ион, иодиды
H2S	сероводородная	S2-	сульфид-ион, сульфиды
HCN	циановодородная	CN—	цианид-ион, цианиды

Название бескислородной кислоты: сочетание корня русского названия элемента и слова «водородная». (По полусистематической номенклатуре на первом месте — название кислотного остатка + слово «водорода», например HCl-хлорид водорода, H₂S- сульфид водорода, в современной русской учебной литературе наиболее распространены названия, которые приведены в таблице).

Название кислотного остатка: корень латинского названия элемента с суффиксом «ид».

Как и основания, все кислоты, независимо от их состава являются электролитами разной силы и подразделяют в зависимости от степени диссоциации на сильные, слабые кислоты и кислоты

средней силы.

Следует запомнить, что сильными кислотами являются следующие: H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, HMnO₄.

Такие кислоты, как H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, HNO₂, H₃BO₃, HСlO, HCN являются слабыми кислотами.

2.1.6. Соли

Соли – сложные вещества, состоящие из катионов (положительно заряженных частиц, чаще всего атомы металла) и отрицательно заряженных кислотных остатков. Разделяют по видам на нормальные (средние), гидросоли (кислые соли), гидроксосоли (основные соли), двойные соли, смешанные и комплексные. Двойные соли содержат атомы двух металлов и общий кислотный остаток, например, алюмокалиевые квасцы — KAl (SO₄)₂·12H₂O. Смешанные соли имеют в своем составе разные кислотные остатки, например CaOCl

2— смешанная соль кислот HCl и HСlO. В составе комплексных солей присутствует комплексный катион, например, [Ag(NH₃)₂]Cl, или комплексный анион – Na[Al(OH)₄]. Как правило, вне зависимости от растворимости, большинство солей являются сильными электролитами.

2.1.6.1. Нормальные (средние) соли

Нормальные, или средние соли представляют собой продукт полной нейтрализации кислоты основанием (полное замещение атомов водорода атомами металла (более строго — катионами оснований) или полное замещение гидроксид-ионов основания кислотными остатками. В растворах диссоциируют с образованием катионов и анионов (кислотных остатков).

По международной систематической номенклатуре названия солей формируются аналогично описанным ранее названиям других классов соединений.. Например, Na₂CO₃ — динатрий триоксокарбонат, К₂SO₄— дикалий тетраоксосульфат(VI), СaSiO₃— кальций триоксосиликат (IV), NaClO – натрий хлорат (I), NaClO

2 –натрий хлорат (II), NaCl- натрий хлорид, Na₂S- динатрий сульфид и т.д.

По полусистематической (международной) номенклатуре на первое место ставят название кислотного остатка (см. таблицы кислот), на второе – название катиона соли с указанием римскими цифрами без алгебраического знака степени окисления металла, если это, как отмечали ранее, необходимо. Например, Na₂CO₃ – карбонат натрия, NaClO – хлорит натрия, FeSO₄— сульфат железа (II), Fe₂(SO₄)₃ –сульфат железа (III), Na₂S – сульфид натрия. Допускается запись: FeSO₄ – сульфат Fe(II), Fe₂(SO₄)₃ – сульфат Fe(III). В редких случаях для высших степеней окисления элемента в кислотном остатке используется приставка «пер» или «пиро» с суффиксом – «ат», а в низшей степени окисления в названии соли приставка «

гипо» с суффиксом «ит». Например, NaClO можно назвать гипохлоритом натрия, NaClO₄— перхлоратом натрия, а знаменитую «красную ртуть» Hg₂Sb₂O₇ — пиростибатом ртути, без указания степени окисления элемента в кислотном остатке.

По русской номенклатуре, считающейся в настоящее время устаревшей, названия нормальных солей образуют от названия соответствующей кислоты с прибавлением слова «кислый» (для солей, образованных от кислородсодержащих кислот) и названия катиона (при различных степенях окисления металла используют слова «окисное» или «закисное»), например:

Na₂SO₄— сернокислый натрий (высшая степень окисления у атома серы)

Na₂SO₃— сернистокислый натрий (степень окисления у атома серы меньше максимальной).

Fe(NO₃)₂

– азотнокислое закисное железо

Fe(NO₂)₃ – азотистокислое окисное железо

Названия нормальных солей бескислородных кислот по русской номенклатуре начинают с кислотного остатка (русское название элемента в нем записывают в виде прилагательного с суффиксом «ист») и заканчивают названием катиона: Na₂S — сернистый натрий, КСN — цианистый калий. Если катион (атом металла) проявляет несколько степеней окисления, то в солях с высшей степенью окисления атома металла название кислотного остатка имеет окончание «ая, ое» (CuCl₂ – хлорная медь, FeCl₃ – хлорное железо). При более низкой степени окисления атома металла окончание кислотного остатка будет «истая, истое» (CuCl – хлористая медь, FeCl₂ – хлористое железо).

Названия нормальных солей по русской номенклатуре достаточно сложны, и менее универсальны, поэтому встречаются только в старой литературе

. Тем не менее, мы сочли необходимым дать их, поскольку они пока еще используются в технической литературе, некоторых справочниках, на этикетках химреактивов и др.

Примеры названий некоторых солей по полусистематической и систематической номенклатуре приведены ниже:

Формула соли	Название по полусистематической номенклатуре	Название по систематичекой номенклатуре
Na2CO3	карбонат натрия	динатрий триоксокарбонат
Ca2SiO4	метасиликат кальция	дикальций тетраоксосиликат
NaCrO2	метахромит натрия	натрий диоксохромат (III)
Na3CrO3	ортохромит натрия	тринатрий триоксохромат (III)
К2CrO4	хромат калия	дикалий тетраоксохромат (VI)
КClO4	перхлорат калия	калий тетраоксохлорат (VII)
Ва(ClO3)2	хлорат бария	барий триоксохлорат (V)
КClO2	хлорит калия	калий диоксохлорат (III)
Са(ClO)2	гипохлорит калия	кальций оксохлорат (I)
CuS	сульфид меди (II)	медь сульфид
Cu2S	сульфид меди (I)	димедь сульфид

studfile.net

Кислородсодержащие кислоты

Кислородсодержашие кислоты также относятся к гидроксидам. Это электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах из положительно заряженных ионов только ионы водорода H⁺, или, более точно, ионы гидроксония Н₃О⁺— гидратированный ион водорода. Более общее определение: кислоты – это вещества, являющиеся донорами протонов Н⁺. В зависимости от количества катионов водорода, образующихся при диссоциации кислоты, кислоты классифицируют также как основания, по основности. Существуют одно-, двух-, трех- и четырехосновные кислоты. Например, азотная кислота HNO₃, азотистая кислота HNO₂ –одноосновные кислоты, угольная кислота H₂CO₃, серная кислота H₂SO₄ – двухосновные кислоты, ортофосфорная кислота H₃PO₄ является трехосновной кислотой, а ортокремниевая кислота H₄SiO₄ –четырехосновной кислотой.

Номенклатура кислородсодержащих кислот: по международной систематической номенклатуре названия кислородсодержащих кислот формируются, как указывалось ранее, с учетом аниона, входящего в состав кислоты. Например:

H₃PO₄ — триводород тетраоксофосфат(V) или триводород ортофосфат

H₂CO₃ — диводород триоксокарбонат (IV)

HNO₃ — водород триоксонитрат (V)

Н₂SiO₃ — диводород триоксосиликат (IV) или диводород метасиликат

H₂SO₄— диводород тетраоксосульфат(VI) (количество атомов водорода в кислотах можно не указывать)

По систематической номенклатуре названия кислот используют редко, чаще всего применяют традиционно сложившиеся названия, которые формируются от русского названия элемента (русская номенклатура) по определенным правилам (см. таблицу). В таблице приведен перечень кислородсодержащих кислот, соли которых наиболее распространены в природе. Следует обратить внимание, что название кислотного остатка определяет название соли и строят его чаще всего по полусистематической (международной) номенклатуре от латинского названия элемента. В связи с этим необходимо вспомнить латинские названия элементов наиболее часто встречающихся в кислотах, например, N – азот, в русской транскрипции латинского названия звучит как [нитрогениум], С – углерод – [карбониум], S – сера – [сульфур], Si- кремний – [силициум], олово – [станнум], свинец – [плюмбум], мышьяк – [арсеникум] и т.д. В таблице приведены общие правила, в соответствии с которыми можно назвать большинство неорганических кислородсодержащих кислот других элементов, их кислотные остатки и соли.

Таблица наиболее распространенных кислородсодержащих кислот

Формула кислоты	Название кислоты по русской номенклатуре	Кислотный остаток	Название кислотного остатка и соли
	серная	SO42- HSO4—	сульфат-ион, сульфаты, гидросульфат-ион, гидросульфаты
+4 H2SO3	cернистая	SO32- HSO4—	cульфит-ион, сульфиты, гидросульфит-ион, гидросульфиты
+5 HNO3	азотная	NO3—	нитрат-ион; нитраты
+3 HNO2	азотистая	NO2—	нитрит-ион, нитриты
+5 HPO3	метафосфорная	PO3—	метафосфат-ион, метафосфаты
+5 H3PO4	ортофосфорная	PO43- H2PO4— HPO42	ортофосфат-ион, ортофосфаты, дигидро(орто)фосфат-ион, дигидро(орто)фосфаты, гидро(орто)фосфат-ион, гидро(орто)фосфаты
+5 H4P2O7	двуфосфорная (пирофосфорная)	P2O74-	пирофосфат-ион, пирофосфаты
+3 HPO2	фосфористая	PO2—	фосфит-ион, фосфиты
H2CO3	угольная	CO32- HCO3—	карбонат-ион, карбонаты, гидрокарбонат-ион, гидрокарбонаты
H2SiO3	метакремниевая	SiO32- HSiO3—	метасиликат-ион, метасиликаты, гидрометасиликат-ион, гидрометасикаты
H4SiO4	ортокремниевая	SiO44- H3SiO4— H2SiO42- HSiO43-	ортосиликат-ион; ортосиликаты, тригидро(орто)силикат-ион, тригидро(орто)силикаты, дигидро(орто)силикат-ион дигидро(орто)силикаты, гидроортосиликат-ион, гидроортосиликаты
H2CrO4	хромовая	CrO4—	хромат-ион, хроматы
H2Cr2O7	двухромовая	Cr2O72-	бихромат-ион, бихроматы
HClО	хлорноватистая	ClO—	гипохлорит-ион, гипохлориты
HClO2	хлористая	ClO2—	хлорит-ион, хлориты
HClO3	хлорноватая	ClO3—	хлорат-ион, хлораты
HClO4	хлорная	ClO4—	перхлорат-ион, перхлораты

Гидросоли и названия их кислотных остатков будут рассмотрены в разделе«соли». Правила названия кислородсодержащих кислот и кислотных остатков (за исключением тех, которые имеют тривиальные названия или их следует называть по систематической номенклатуре) следующие:

высшая с. о. элемента (равна № группы в периодической системе) – корень русского названия элемента + окончание «ая» или «овая»

Н

с. о. – степень окисления

азвание

кислородсодержащей

кислоты

с.о. элемента < max – корень русского названия элемента +

окончание «истая» или «овистая»

высшая с.о. элемента – корень латинского названия элемента +

Названиесуффикс «ат»

кислотного

остатка

с.о. элемента < max – латинское название элемента + суффикс «ит»

Зная приведенные правила, легко вывести формулы кислот для различных элементов ( с учетом положения в периодической системе ) и назвать их. Например, металл Sn — олово ( 1V гр.) латинское название — stannum ( «станнум»):

Max с.о. = +4 Min с.о. = +2

Оксиды: SnO₂ SnO

амфот. амфот.

+Н₂О +Н₂О

Н₂SnO₃ H₂SnO₂

оловянная кислота оловянистая кислота

SnO₃^2- SnO₂^2-

станнат— ион, станнит-ион,

Na₂SnO₃ – станнат Na Na₂SnO₂ – станнит Na

Оксидам некоторых элементов соответствуют две кислоты: мета— и ортокислота, формально они отличаются на одну молекулу Н₂О.

Вывод формулы мета и ортокислоты ( если они существуют у данного элемента): при формальном присоединении к оксиду одной молекулы Н₂О получаем формулу метакислоты, последующее присоединение еще одной молекулы воды к формуле метакислоты позволяет вывести формулу ортокислоты. Например, выведем формулу мета- и ортокислоты, соответствующей оксиду P (V):

P₂O₅ HPO₃

+H₂O +H₂O

H₂P₂O₆  HPO₃ — метафосфорная к-та H₃PO₄ — ортофосфорная к-та

Приведем пример обратной задачи: назвать соли NaBO₂ и K₃BO₃. Степень окисления атома бора в этих солях равна +3 ( проверьте расчет), следовательно, соли образованы от кислотного оксида В₂О₃. Если в обеих солях степени окисления бора одинаковые, а виды кислотных остатков разные, то это соли мета- и ортоборной кислоты. Выведем формулы этих кислот:

В₂О₃ НВО₂

+ Н₂О + Н₂О

НВО₂ — метаборная кислота, Н₃ВО₃ — ортоборная кислота,

соли – метабораты соли – ортобораты

Названия солей: NaBO₂ – метаборат натрия; Na₃ BO₃ — ортоборат натрия.

studfile.net

Неорганические кислоты — Википедия

Неоргани́ческие (минера́льные) кисло́ты — неорганические вещества, обладающие комплексом физико-химических свойств, которые присущи кислотам. Вещества кислотной природы известны для большинства химических элементов за исключением щелочных и щёлочноземельных металлов.

Свойства и классификация неорганических кислот[править | править код]

Формы существования и агрегатное состояние[править | править код]

Большинство неорганических кислот при обычных условиях существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (ортофосфорная, борная, вольфрамовая, поликремниевые (гидраты SiO₂) и др.). Кислотами также являются водные растворы некоторых газообразных соединений (галогеноводородов, сероводорода H₂S, диоксида азота NO₂, диоксида углерода CO₂ и др.). Некоторые кислоты (например, угольную Н₂СО₃, сернистую Н₂SO₃, хлорноватистую HClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений, они существуют только в растворе.

По химическому составу различают бескислородные кислоты (HCl, H₂S, HF, HCN) и кислородсодержащие (оксокислоты)(H₂SO₄, H₃PO₄)^[1]. Состав бескислородных кислот можно описать формулой: H_nХ, где Х — химический элемент образующий кислоту (галоген, халькоген) или бескислородный радикал: например, бромоводородная HBr, циановодородная HCN, азидоводородная HN₃ кислоты. В свою очередь, все кислородсодержащие кислоты имеют состав, который можно выразить формулой: Н_nXО_m, где X — химический элемент, образующий кислоту.

Таутомерные формы родановодородной кислоты Таутомерные формы фосфористой кислоты

Атомы водорода в кислородсодержащих кислотах чаще всего связаны с кислородом полярной ковалентной связью. Известны кислоты с несколькими (чаще двумя) таутомерными или изомерными формами, которые различаются положением атома водорода:

Отдельные классы неорганических кислот образуют соединения, в которых атомы кислотообразующего элемента образуют молекулярные гомо- и гетерогенные цепные структуры. Изополикислоты — это кислоты, в которых атомы кислотообразующего элемента связаны через атом кислорода (кислородный мостик). Примерами выступают полисерные H₂S₂O₇ и H₂S₃O₁₀ и полихромовые кислоты H₂Cr₂O₇ и H₂Cr₃O₁₀. Кислоты с несколькими атомами разных кислотообразующих элементов, соединенных через атом кислорода, называются гетерополикислотами. Существуют кислоты, молекулярная структура которых образована цепочкой одинаковых кислотообразующих атомов, например в политионовых кислотах H₂S_nO₆ или в сульфанах H₂S_n, где n≥2.

Отдельно выделяют пероксокислоты — кислоты, содержащие пероксогруппы [–O–O–], например пероксомоносерная H₂SO₅ и пероксодисерная H₂S₂O₈ кислоты. Тиокислотами называют кислоты, содержащие вместо атомов кислорода атомы серы, например тиосерная кислота H₂SO₃S. Существуют и комплексные кислоты, например: H₂[SiF₆], H[AuCl₄], H₄[Fe(CN)₆] и др.

Равновесные процессы в водных растворах[править | править код]

Химические свойства кислот определяются способностью их молекул диссоциировать в водной среде с образованием гидратированных ионов H⁺ и анионов кислотных остатков А^–:

HA+h3O⇄h4O++A−{\displaystyle {\mathsf {HA+H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}+A^{-}}}}

HA→H++A−{\displaystyle {\mathsf {HA\rightarrow H^{+}+A^{-}}}} (упрощённая запись)

В зависимости от значения константы химического равновесия, также называемой константой кислотности K_a^[2], выделяют сильные и слабые кислоты:

HCl→H++Cl−  Ka 107{\displaystyle {\mathsf {HCl\rightarrow H^{+}+Cl^{-}\ \ K_{a}~10^{7}}}}

HNO2→H++NO2−  Ka 10−5{\displaystyle {\mathsf {HNO_{2}\rightarrow H^{+}+NO_{2}^{-}\ \ K_{a}~10^{-5}}}}

Из числа распространённых кислот к сильным относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная. Азотистая HNO₂, угольная H₂CO₃ (CO₂·H₂O), фтороводородная HF – примеры слабых кислот. Также используется более детальная классификация по значению K_a на очень слабые (≤10⁻⁷), слабые (~10⁻²), средней силы (~10⁻¹), сильные (~10³), очень сильные (≥10⁸).

Для неорганических кислородсодержащих кислот вида H_nXO_m известно эмпирическое правило, по которому значение первой константы связано со значением (m – n). При (m – n) = 0 кислота очень слабая, при 1 — слабая, при 2 — сильная, и, наконец, при 3 — кислота очень сильная^[3]:

Кислота	Значение (m – n)	Ka
HClO	0	10−8
H3AsO3	0	10−10
Н2SО3	1	10−2
Н3РО4	1	10−2
HNO3	2	101
H2SO4	2	103
HClO4	3	1010

Данная закономерность обусловлена усилением поляризации связи Н-О вследствие сдвига электронной плотности от связи к электроотрицательному атому кислорода по подвижным π-связям Э=O и делокализацией электронной плотности в анионе.

Неорганические кислоты обладают свойствами, общими для всех кислот, среди которых: окрашивание индикаторов, растворение активных металлов с выделением водорода (кроме HNO₃), способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:

2HCl+Mg→MgCl2+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2HCl+Mg\rightarrow MgCl_{2}+H_{2}\uparrow }}}

HNO3+NaOH→NaNO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {HNO_{3}+NaOH\rightarrow NaNO_{3}+H_{2}O}}}

2HCl+CaO→CaCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {2HCl+CaO\rightarrow CaCl_{2}+H_{2}O}}}

Число атомов водорода, отщепляемых от молекулы кислоты и способных замещаться на металл с образованием соли, называется основностью кислоты. Кислоты можно разделить на одно-, двух- и трехосновные. Кислоты с более высокой основностью неизвестны.

Одноосновными являются многие неорганические кислоты: галогеноводородные вида HHal, азотная HNO₃, хлорная HClO₄, роданистоводородная HSCN и др. Серная H₂SO₄, хромовая H₂CrO₄, сероводородная H₂S служат примерами двухосновных кислот и т. д.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя константа кислотности, причем всегда каждая последующая К_a меньше предыдущей ориентировочно на пять порядков. Ниже показаны уравнения диссоциации трехосновной ортофосфорной кислоты:

h4PO4⇄H++h3PO4−  Ka1=7⋅10−3{\displaystyle {\mathsf {H_{3}PO_{4}\rightleftarrows H^{+}+H_{2}PO_{4}^{-}\ \ K_{a1}=7\cdot 10^{-3}}}}

h3PO4−⇄H++HPO42−  Ka2=6⋅10−8{\displaystyle {\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}\rightleftarrows H^{+}+HPO_{4}^{2-}\ \ K_{a2}=6\cdot 10^{-8}}}}

HPO42−⇄H++PO43−  Ka3=1⋅10−12{\displaystyle {\mathsf {HPO_{4}^{2-}\rightleftarrows H^{+}+PO_{4}^{3-}\ \ K_{a3}=1\cdot 10^{-12}}}}

Основность определяет число рядов средних и кислых солей − производных кислоты^[4].

К замещению способны только атомы водорода, входящие в состав гидроксигрупп −OH, поэтому, например, ортофосфорная кислота H₃PO₄ образует средние соли — фосфаты вида Na₃PO₄, и два ряда кислых − гидрофосфаты Na₂HPO₄ и дигидрофосфаты NaH₂PO₄. Тогда как, у фосфористой кислоты H₂(HPO₃) только два ряда − фосфиты и гидрофосфиты, а у фосфорноватистой кислоты H(H₂PO₂) − только ряд средних солей − гипофосфитов.

Исключение составляет борная кислота H₃BO₃, которая в водном растворе существует в виде одноосновного гидроксокомплекса:

h4BO3+2h3O⇄h4O+[B(OH)4]−{\displaystyle {\mathsf {H_{3}BO_{3}+2H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}[B(OH)_{4}]^{-}}}}

Современные теории кислот и оснований значительно расширяют понятие кислотных свойств. Так, кислота Льюиса — вещество, молекулы или ионы которого способны принимать электронные пары, в том числе и не содержащие ионов водорода: например, катионы металлов (Ag⁺, Fe³⁺), ряд бинарных соединений (AlCl₃, BF₃, Al₂O₃, SO₃, SiO₂). Протонные кислоты рассматриваются теорией Льюиса как частный случай класса кислот.

Окислительно-восстановительные свойства[править | править код]

Все пероксокислоты и многие кислородсодержащие кислоты (азотная HNO₃, серная H₂SO₄, марганцовая HMnO₄, хромовая Н₂CrO₄, хлорноватистая HClO и др.) — сильные окислители. Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей; при том окислительные свойства сильно ослабевают при разбавлении кислот (например, свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты). Неорганические кислоты также всегда менее термически устойчивы, чем их соли. Указанные различия связаны с дестабилизирующим действием сильнополяризованного атома водорода в молекуле кислоты. Наиболее выразительно это проявляется в свойствах кислородсодержащих кислот-окислителей, например, хлорной и серной. Этим же объясняется невозможность существования вне раствора ряда кислот при относительной стабильности их солей. Исключение составляет азотная кислота и её соли, проявляющие сильно выраженные окислительные свойства вне зависимости от разбавления раствора. Такое поведение связано с особенностями строения молекулы HNO₃.

Номенклатура неорганических кислот прошла долгий путь развития и складывалась постепенно. Наряду с систематическими названиями кислот широко применяются традиционные и тривиальные. Некоторые распространённые кислоты могут в различных источниках иметь разные названия: например, водный раствор HCl может именоваться соляной, хлороводородной, хлористоводородной кислотой.

Традиционные русские названия кислот образованы прибавлением к названию элемента морфем -ная или -овая (хлорная, серная, азотная, марганцовая). Для разных кислородсодержащих кислот, образованных одним элементом, используется -истая для более низкой степени окисления (сернистая, азотистая). В ряде случаев для промежуточных степеней окисления дополнительно используются морфемы -новатая и -новатистая (см. ниже названия кислородсодержащих кислот хлора).

Традиционные названия некоторых неорганических кислот и их солей приведены в таблице:

Формула кислоты	Традиционное название	Тривиальное название	Название соли
H3AsO4	Мышьяковая		Арсенаты
H3ВO3	Борная		Бораты
Н2СО3(CO2•H2O)	Угольная		Карбонаты
НCN	Циановодородная	Синильная	Цианиды
Н2CrO4	Хромовая		Хроматы
НМnO4	Марганцовая		Перманганаты
HNO3	Азотная		Нитраты
HNO2	Азотистая		Нитриты
Н3РО4	Ортофосфорная	Фосфорная	Ортофосфаты
H2SO4	Серная		Сульфаты
Н2SiO3(SiO2•H2О)	Метакремниевая	Кремниевая	Метасиликаты
H4SiO4(SiO2•2H2O)	Ортокремниевая		Ортосиликаты
H2S	Сероводородная		Сульфиды
HF	Фтороводородная	Плавиковая	Фториды
НCl	Хлороводородная	Соляная	Хлориды
НВr	Бромоводородная		Бромиды
HI	Иодоводородная		Иодиды

Для менее известных кислот, содержащих кислотообразующие элементы в переменных степенях окисления, обычно применяются систематические названия.

В систематических названиях кислот к корню латинского названия кислотообразующего элемента добавляют суффикс -ат, а названия остальных элементов или их групп в анионе приобретают соединительную гласную -о. В скобках указывают степень окисления кислотообразующего элемента, если она имеет целочисленное значение. В противном случае в название включают и число атомов водорода^[5]. Например (в скобках традиционные названия):

HClO₄ — тетраоксохлорат(VII) водорода (хлорная кислота)

HClO₃ — триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота)

HClO₂ — диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота)

HClO — оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота)

H₂Cr₂O₇ — гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота)

H₂S₄O₆ — гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота)

Н₂В₄О₆ — гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота)

HAuCl₄ — тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота)

H[Sb(OH)₆] — гексагидроксостибат(V) водорода

Ниже приведены корни латинских названий кислотообразующих элементов, не совпадающие с корнями русских названий тех же элементов: Ag — аргент(ат), As — арсен(ат), Аu — аур(ат), Cu — купр(ат), Fe — ферр(ат), Hg — меркур(ат), Pb — плюмб(ат), Sb — стиб(ат), Si — силик(ат), Sn — станн(ат), S — сульф(ат).

В формулах тиокислот, образованных из оксикислот замещением атомов кислорода на атомы серы, последние помещают в конце: H₃PO₃S — тиофосфорная кислота, H₂SO₃S — тиосерная кислота.

Существует множество методов получения кислот, в т. ч. общих, среди которых в промышленной и лабораторной практике можно выделить следующие:

• Взаимодействие кислотных оксидов (ангидридов) с водой, например:

P2O5+3h3O→2h4PO4{\displaystyle {\mathsf {P_{2}O_{5}+3H_{2}O\rightarrow 2H_{3}PO_{4}}}}

2CrO3+h3O→h3Cr2O7{\displaystyle {\mathsf {2CrO_{3}+H_{2}O\rightarrow H_{2}Cr_{2}O_{7}}}}

• Вытеснение более летучей кислоты из её соли менее летучей кислотой, например:

CaF2+h3SO4→CaSO4+2HF↑{\displaystyle {\mathsf {CaF_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow CaSO_{4}+2HF\uparrow }}}

KNO3+h3SO4→KHSO4+HNO3↑{\displaystyle {\mathsf {KNO_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow KHSO_{4}+HNO_{3}\uparrow }}}

• Гидролиз галогенидов или солей, например:

PCl5+4h3O→h4PO4+5HCl{\displaystyle {\mathsf {PCl_{5}+4H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{4}+5HCl}}}

Al2Se3+6h3O→2Al(OH)3+3h3Se{\displaystyle {\mathsf {Al_{2}Se_{3}+6H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}+3H_{2}Se}}}

• Синтез бескислородных кислот из простых веществ:

h3+Cl2→2HCl{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}}

Минеральные кислоты широко применяют в металло- и деревообработке, текстильной, лакокрасочной, нефтегазовой и других отраслях промышленности и в научных исследованиях. К числу веществ, производимых в наибольшем объёме, относятся серная, азотная, фосфорная, соляная кислоты. Суммарное годовое производство в мире этих кислот исчисляется сотнями миллионов тонн в год.

В металлообработке они часто используются для травления железа и стали и в качестве очищающих агентов перед сваркой, металлизацией, окраской или гальванической обработкой.

Серная кислота, метко названная Д. И. Менделеевым «хлебом промышленности», применяется в производстве минеральных удобрений, для получения других минеральных кислот и солей, в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ, в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной, пищевой и др. отраслях промышленности, в промышленном органическом синтезе и т. п.

Соляная кислота применяется для кислотной обработки, очищения руд олова и тантала, для производства патоки из крахмала, для удаления накипи с котлов и теплообменного оборудования ТЭЦ. Она также используется в качестве дубильного вещества в кожевенной промышленности.

Азотная кислота применяется при получении аммонийной селитры, использующейся в качестве удобрения и в производстве взрывчатых веществ. Кроме того, она применяется в процессах органического синтеза, в металлургии, при флотации руды и для переработки отработанного ядерного топлива.

Ортофосфорную кислоту широко используют при производстве минеральных удобрений. Она используется при пайке в качестве флюса (по окисленой меди, по чёрному металлу, по нержавеющей стали). Входит в состав ингибиторов коррозии. Также применяется в составе фреонов в промышленных морозильных установках как связующее вещество.

Пероксокислоты, кислородсодержащие кислоты хлора, марганца, хрома находят применение как сильные окислители.

1. Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., т. 1—2. М., 1973;
2. Кемпбел Дж., Современная общая химия, пер. с англ., т. 1—3, М., 1975;
3. Белл Р., Протон в химии, пер. с англ., М., 1977;
4. Хьюн Д., Неорганическая химия, пер. с англ., М., 1987.

ru.wikipedia.org

2.2.2 Кислородные кислоты

Кислотами называются сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка и дающие при диссоциации в качестве катионов только катионы водорода .

Кислоты классифицируют по следующим признакам:

1) По наличию атомов кислорода в молекуле кислоты:

− бескислородные: HF, HCl, HBr, HI, H₂S и др.;

− кислородные (кислородосодержащие): H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄, CH₃COOH и др.

2) По числу ионов водорода в молекуле кислоты различают основность кислоты:

− одноосновные: HCl, HNO₃, CH₃COOH, HClO₄, HCN и др.;

− двухосновные: H₂SO₄, H₂CO₃, H₂S, H₂SO₃ и др.;

− трёхосновные: H₃PO₄, H₃BO₃, H₃AsO₄ и др.;

− четырёхосновные: H₄SiO₄, H₄P₂O₇ и др.

3) По степени растворимости в воде:

− растворимые: HNO₃, H₂SO₄, HClO, HClO₄ и др.;

− труднорастворимые: H₂SiO₃, H₄SiO₄, H₂MoO₄ и др.

4) По степени диссоциации (α):

− сильные электролиты (α = 1): HNO₃, HClO₄, HMnO₄, H₂SO₄ и др.;

− слабые электролиты (α < 1): HNO₂, HClO, H₂SO₃ и др.

Нужно помнить ряды сильных кислот: HNO₃, HClO₃, HClO₄, HMnO₄, H₂SO₄, HCl, HBr, HI и др.

и слабых кислот: HNO₂, HClO, HClO₂, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂S, HF (Н₂F₂), HCN, H₃РO₃, H₃РO₄, H₄SiO₄, CH₃COOH и др.

Номенклатура (название) кислот

Названия кислородосодержащих кислот производятся от названия элемента, образующего кислоту с прибавлением окончаний —ная, —вая, если степень окисления неметалла соответствует номеру группы периодической системы, где расположен неметалл. При понижении степени окисления суффикс меняется на –истая (таблица 5).

–азотная кислота; – азотистая кислота;

–серная кислота; – сернистая кислота.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородосодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием водородных атомов добавляется приставка «мета», при наибольшем числе – приставка «орто».

–метафосфорная кислота; – ортофосфорная кислота;

–метакремниевая кислота; – ортокремниевая кислота.

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием —о и прибавлением слова водородная:

HF – фтороводородная; HCl – хлороводородная; H₂S – сероводородная.

Таблица 5 – Формулы и названия наиболее употребляемых кислот и их кислотных остатков

Кислота		Кислотный остаток
Формула	Название	Формула	Название
H2SO4	Серная	HSO	Гидросульфат
		SO	Сульфат
HNO3	Азотная	NO	Нитрат
HCl	Хлороводородная (соляная)	Cl—	Хлорид
HBr	Бромоводородная	Br	Бромид
HJ	Йодоводородная	J	Йодид
HClO3	Хлорноватая	ClO	Хлорат
HClO4	Хлорная	ClO	Перхлорат
HMnO4	Марганцевая	MnO	Перманганат
HF	Фтороводородная (плавиковая)	F	Фторид
H2S	Сероводородная	HS	Гидросульфид
		S	Сульфид
H2SO3	Сернистая	HSO	Гидросульфит
		SO	Сульфит
HNO2	Азотистая	NO	Нитрит
HPO3	Метафосфорная	PO	Метафосфат
H3PO4	Ортофосфорная	H2PO	Дигидроортофосфат
		HPO	Гидроортофосфат
		PO	Ортофосфат
H2CO3	Угольная	HCO	Гидрокарбонат
		CO	Карбонат
H2SiO3	Метакремнивая	HSiO	Гидрометасиликат
		SiO	Метасиликат
H4SiO4	Ортокремниевая	SiO	Ортосиликат
H2CrO4	Хромовая	HCrO	Гидрохромат
		CrO	Хромат
H2Cr2O7	Дихромовая	HCr2O	Гидродихромат
		Cr2O	Дихромат
CH3COOH	Этановая (уксусная)	CH3COO	Ацетат
H3BO3	Борная (ортоборная)	BO	Борат
HCN	Циановодородная (синильная)	CN	Цианид
HCOOH	Метановая (муравьиная)	HCOO	Формиат

studfile.net