Неорганические кислоты
Сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка, называются минеральными или неорганическими кислотами. Кислотный остаток представляет собой оксиды и неметаллы в сочетании с водородом. Основным свойством кислот является способность образовывать соли.
Содержание
Классификация
Основная формула минеральных кислот – HnAc, где Ac – кислотный остаток. В зависимости от состава кислотного остатка различают два типа кислот:
- кислородсодержащий кислород;
- бескислородный, состоящий только из водорода и без металлов.
Основной перечень неорганических кислот по видам представлен в табл.
|
Один тип |
Имя |
Формула |
|
Кислород |
Азот |
HNO3 |
|
Азотистый |
HNO2 |
|
|
Борная |
H3BO3 |
|
|
Дихромия |
H2Cr2O7 |
|
|
Йод |
H5IO6 |
|
|
Йод |
HIO3 |
|
|
Кремний — метакремний и ортокремний |
H2SiO3 и H4SiO4 |
|
|
Марганец |
HMnO4 |
|
|
Марганец |
H2MnO4 |
|
|
Метафорический |
HPO3 |
|
|
Мышьяк |
H3AsO4 |
|
|
Ортофосфорный |
H3PO4 |
|
|
Серный |
H2SO4 |
|
|
Серный |
H2SO3 |
|
|
Тиосерный |
H2S2O3 |
|
|
Тетратионовый |
H2S4O6 |
|
|
Уголь |
H2CO3 |
|
|
Фосфор |
H3PO3 |
|
|
Фосфор |
H3PO2 |
|
|
Хлорный |
HClO4 |
|
|
Хлор |
HClO3 |
|
|
Хлористый |
HClO2 |
|
|
Гипохлорный |
HClO |
|
|
Хром |
H2CrO4 |
|
|
Голубой |
HOCN |
|
|
Бескислородный |
Гидрофтористый (фтористоводородный) |
АФ |
|
Соляная (соляная) |
HCl |
|
|
Бромистоводородный |
HBr |
|
|
Гидройод |
ПРИВЕТ |
|
|
Сульфид водорода |
H2S |
|
|
Цианистый водород |
HCN |
Кроме того, по свойствам кислоты их классифицируют по следующим признакам:
- растворимость: растворимая (HNO3, HCl) и нерастворимая (H2SiO3);
- летучесть: летучие (H2S, HCl) и нелетучие (H2SO4, H3PO4);
- степень диссоциации: сильная (HNO3) и слабая (H2CO3).
Рис. 1. Схема классификации кислот.
Для обозначения минеральных кислот используются традиционные и тривиальные названия. Традиционные названия соответствуют названию элемента, образующего кислоту, с добавлением морфем -ная, -овая, а также -пуро, -новатая, -новатистая для обозначения степени окисления.
Получение
Основные способы получения кислот представлены в таблице.
|
Метод |
Описание |
Примеры |
|
Взаимодействие простых веществ |
Образование аноксовых кислот |
– Н2 + Cl2 = 2HCl; – H2 + S = H2S |
|
Взаимодействие оксидов с водой |
Образование кислородных кислот |
SO3 + H2O = H2SO4 |
|
Взаимодействие солей с растворами кислот |
Получение слабых кислот |
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl |
|
Электролиз |
Водные растворы солей под действием электричества образуют сильные кислоты |
2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2 + 2H2SO4 |
Свойства
Большинство кислот представляют собой жидкости с кислым вкусом. Вольфрамовая, хромовая, борная и некоторые другие кислоты при нормальных условиях находятся в твердом состоянии. Некоторые кислоты (H2CO3, H2SO3, HClO) существуют только в виде водного раствора и являются слабыми кислотами.
Рис. 2. Хромовая кислота.
Кислоты – это активные вещества, которые реагируют:
- с металлами: Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
- с оксидами: CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O;
- с основанием: H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O;
- с солями: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O.
Все реакции сопровождаются образованием солей.
Возможна качественная реакция с изменением цвета индикатора:
- лакмус краснеет;
- метиловый оранжевый – в розовом цвете;
- фенолфталеин не изменяется.
Рис. 3. Цвета индикаторов при взаимодействии с кислотой.
Химические свойства минеральных кислот определяются способностью диссоциировать в воде с образованием катионов водорода и анионов водородных остатков. Кислоты, реагирующие с водой необратимо (полностью диссоциирующие), называются сильными кислотами. К ним относятся хлорная, азотная, серная и соляная.