Перечень кислот и их формулы. Названия и формулы важнейших кислот и солей

Названия и формулы важнейших кислот и солей

Кислоты в лаборатории можно получить:

1) при растворении кислотных оксидов в воде:

2) при взаимодействии солей с сильными кислотами:

Кислоты взаимодействуют с металлами, основаниями, основными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и солями:

Обычно кислоты взаимодействуют только с теми металлами, которые в электрохимическом ряду напряжения стоят до водорода, при этом выделяется свободный водород. С малоактивными металлами (в электрохимическом ряду напряжения стоят после водорода) такие кислоты не взаимодействуют. Кислоты, являющиеся сильными окислителями (азотная, концентрированная серная), реагируют со всеми металлами, за исключением благородных (золото, платина), но при этом выделяется не водород, а вода и оксид, например, SO2 или NO2.

Солью называют продукт замещения водорода в кислоте на металл.

Все соли делятся на:

Средней солью называется продукт полного замещения ионов водорода в молекуле кислоты атомами металла.

Кислые соли содержат атомы водорода, способные участвовать в химических обменных реакциях. В кислых солях произошло неполное замещение атомов водорода атомами металла.

Основные соли – это продукт неполного замещения гидроксо-групп оснований многовалентных металлов кислотными остатками. Основные соли всегда содержат гидроксогруппу.

Средние соли получают взаимодействием:

1) кислоты и основания:

NaOH + HCl → NaCl + H2O;

2) кислоты и основного оксида:

3) кислотного оксида и основания:

4) кислотного и основного оксидов:

5) металла с кислотой:

7) соли и кислоты:

8) соли и щелочи:

Кислые соли получают:

1) при нейтрализации многоосновных кислот щелочью в избытке кислоты:

2) при взаимодействии средних солей с кислотами:

3) при гидролизе солей, образованных слабой кислотой:

Основные соли получают:

1) при реакции между основанием многовалентного металла и кислотой в избытке основания:

2) при взаимодействии средних солей со щелочами:

СuCl2 + KOH → CuOHCl + KCl;

3) при гидролизе средних солей, образованных слабыми основаниями:

Соли могут взаимодействовать с кислотами, щелочами, другими солями, с водой (реакция гидролиза):

Читать еще:  К чему снится бежать домой. Бежать быстро толкование сонника

В любом случае реакция ионного обмена идет до конца только тогда, когда образуется малорастворимое, газообразное или слабо диссоциирующее соединение.

Кроме того, соли могут взаимодействовать с металлами при условии, что металл более активный (имеет более отрицательный электродный потенциал), чем металл, входящий в состав соли:

Для солей также характерны реакции разложения:

Лабораторная работа №1

ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА

ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ

Опыт 1. Получение щелочей.

1.1. Взаимодействие металла с водой.

В кристаллизатор или фарфоровую чашечку налейте дистиллированной воды (примерно 1/2 сосуда). Получите у преподавателя кусочек металлического натрия, предварительно подсушенного фильтровальной бумагой. Бросьте кусочек натрия в кристаллизатор с водой. По окончании реакции добавьте несколько капель фенолфталеина. Отметьте наблюдаемые явления, составьте уравнение реакции. Назовите полученное соединение, запишите его структурную формулу.

1.2. Взаимодействие оксида металла с водой.

В пробирку налейте дистиллированной воды (1/3 пробирки) и поместите в нее комочек CaO, тщательно перемешайте, добавьте 1 – 2 капли фенолфталеина. Отметьте наблюдаемые явления, напишите уравнение реакции. Назовите полученное соединение, дайте его структурную формулу.

Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ — конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой.

Общие условия выбора системы дренажа: Система дренажа выбирается в зависимости от характера защищаемого.

Поперечные профили набережных и береговой полосы: На городских территориях берегоукрепление проектируют с учетом технических и экономических требований, но особое значение придают эстетическим.

Неорганические кислоты

Содержание

  1. Классификация
  2. Получение
  3. Свойства
  4. Что мы узнали?

Бонус

  • Тест по теме

Классификация

Основная формула минеральных кислот – HnAc, где Ac – кислотный остаток. В зависимости от состава кислотного остатка выделяют два типа кислот:

  • кислородные, содержащие кислород;
  • бескислородные, состоящие только из водорода и неметалла.

Основной список неорганических кислот в соответствии с типом представлен в таблице.

Название

Формула

Кремниевые – метакремниевая и ортокремниевая

Кроме того, в соответствии со свойствами кислоты классифицируются по следующим признакам:

  • растворимость: растворимые (HNO3, HCl) и нерастворимые (H2SiO3);
  • летучесть: летучие (H2S, HCl) и нелетучие (H2SO4, H3PO4);
  • степень диссоциации: сильные (HNO3) и слабые (H2CO3).

Рис. 1. Схема классификации кислот.

Для обозначения минеральных кислот используются традиционные и тривиальные названия. Традиционные названия соответствуют наименованию элемента, который образует кислоту с добавлением морфем -ная, -овая, а также -истая, -новатая, -новатистая для обозначения степени окисления.

Читать еще:  Анализ и синтез достоинства и недостатки. Анализ и синтез

Получение

Основные методы получения кислот представлены в таблице.

Метод

Описание

Примеры

Взаимодействие простых веществ

Образование бескислородных кислот

Взаимодействие оксидов с водой

Образование кислородных кислот

Взаимодействие солей с растворами кислот

Получение слабых кислот

Под действием электричества водные растворы солей образуют сильные кислоты

Свойства

Большинство кислот – жидкости с кислым вкусом. Вольфрамовая, хромовая, борная и несколько других кислот находятся в твёрдом состоянии при нормальных условиях. Некоторые кислоты (Н2СО3, H2SO3, HClO) существуют только в виде водного раствора и относятся к слабым кислотам.

Рис. 2. Хромовая кислота.

Кислоты – активные вещества, реагирующие:

  • с металлами:

Все реакции сопровождаются образованием солей.

Возможна качественная реакция с изменением цвета индикатора:

  • лакмус окрашивается в красный;
  • метил оранж – в розовый;
  • фенолфталеин не меняется.

Рис. 3. Цвета индикаторов при взаимодействии кислоты.

Химические свойства минеральных кислот определяются способностью диссоциироваться в воде с образованием катионов водорода и анионов водородных остатков. Кислоты, реагирующие с водой необратимо (диссоциируются полностью) называются сильными. К ним относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная.

Что мы узнали?

Неорганические кислоты образованы водородом и кислотным остатком, которым являются атомы неметалла или оксид. В зависимости от природы кислотного остатка кислоты классифицируются на бескислородные и кислородсодержащие. Все кислоты имеют кислый вкус и способны диссоциироваться в водной среде (распадаться на катионы и анионы). Кислоты получают из простых веществ, оксидов, солей. При взаимодействии с металлами, оксидами, основаниями, солями кислоты образуют соли.

Список кислот и названия кислотных остатков

Продолжение табл. 8

Примечание. Хлорная* — условное обозначение сильных кислот.

Получение кислот.Среди способов получения кислот можно выделить ряд наиболее распространенных:

1) Бескислородные кислоты получаются непосредственным взаимодействием неметаллов с водородом, с последующим растворением продукта реакции в воде (бинарные соединения в газообразном состоянии не обладают кислотными свойствами). Например:

2) Кислородсодержащие кислоты получаются при взаимодействии кислотных оксидов с водой. Например:

3) Слабые кислоты можно получить действием сильных кислот на соли слабых кислот (лабораторный способ):

Основные химические свойства кислот.Гидроксиды кислотного характера, также как и основания, имеют ряд свойств характерных всем кислотам с поправкой на их свойства.

1)Кислоты взаимодействуют с основаниями (реакция нейтрализации) с образованием соли и воды. Например:

Читать еще:  К чему снится ободранные обои в квартире. Обои обдирать

2) Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды. Например:

3) Растворы сильных кислот реагируют с солями слабых кислот с образованием слабой кислоты и новой соли, например:

4) Кислоты, как и основания, имеют способность к термическому разложению. Сильные кислоты типа H2SO4 практически не подвержены разложению такого рода. Однако, слабые кислоты (кроме органических кислот) легко распадаются при нагревании по схеме:

5) Кислоты взаимодействуют с металлами. Продукты реакции зависят как от концентрации кислоты, так и от активности металла. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, вытесняют его из разбавленных растворов кислот (кроме HNO3), например:

Металлы, стоящие после водорода, с разбавленными кислотами не реагируют (медь, серебро, ртуть). Однако кислоты, анионы которых проявляют окислительные свойства, например, азотная или концентрированная серная, при взаимодействии с металлами не выделяют водород, а образуются продукты восстановления кислотообразующего элемента. Например:

Продукты взаимодействия разбавленной азотной кислоты с металлами зависят как от степени разбавления (чем выше концентрация HNO3, тем менее глубоко она восстанавливается), так и от активности металла. С малоактивными металлами (никель, медь, серебро) разбавленная HNO3 обычно восстанавливается до бесцветного газа NO. Например:

Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами (магний, цинк, алюминий) с образованием иона аммония NH4 + , который в растворе кислоты образует нитрат аммония. Например:

Диссоциация кислот.Согласно теории электролитической диссоциации, кислоты являются электролитами, состоящими из катиона водорода и аниона кислотного остатка. В зависимости от степени диссоциации, они делятся на сильные и слабые кислоты.

Сильные кислоты образуют растворы сильных электролитов, и в воде почти полностью (в одну ступень) диссоциируют на ионы. Например:

Слабые кислоты диссоциируют в малой степени (частично) и обратимо (⇄), например, азотистая кислота — слабая одноосновная кислота:

Электролитическая диссоциация многоосновных слабых кислот протекает обратимо и в несколько ступеней. Например:

Заряд кислотного остатка определяется по числу атомов водорода, так как заряд иона водорода всегда равен +1. Например: HNO2 – кислотный остаток NO2 — — нитрит-ион, H2CO3 – кислотный остаток СО3 2- — карбонат-ион, Н3РО4 – кислотный остаток РО4 3- — ортофосфат-ион и т.д.

Источники:

http://cyberpedia.su/5x19c6.html

http://obrazovaka.ru/himiya/neorganicheskie-kisloty-spisok-osnovnye-formuly.html

http://helpiks.org/9-61711.html

Ссылка на основную публикацию
Статьи на тему:

Adblock
detector