Бескислородная кислота – Урок №36. Кислоты: классификация, номенклатура, физические и химические свойства

2.1.5. Бескислородные килоты

Общая формула таких кислот HхЭу. 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

Солисложные 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:

Na2SO4сернокислый натрий (высшая степень окисления у атома серы)

Na2SO3сернистокислый 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.

2О 2О

Н2SnO3 H2SnO2

оловянная кислота оловянистая кислота

SnO32- SnO22-

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: HnХ, 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: Нnm, 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 H2SnO6 или в сульфанах H2Sn, 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 Ka[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 Ka на очень слабые (≤10−7), слабые (~10−2), средней силы (~10−1), сильные (~103), очень сильные (≥108).

Для неорганических кислородсодержащих кислот вида HnXOm 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
Н23 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 Кa 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

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *