Химические свойства соляной кислоты и её применение

Сильные и слабые кислоты

От чего зависит сила кислот? В первую очередь от скорости отдачи протона водорода при диссоциации (чем быстрее кислота отдает протон водорода, тем она считается сильнее). Как определить скорость «на глаз», не имея под рукой никаких справочных материалов, кроме таблицы Менделеева?

1. Если кислота бескислородная, то скорость диссоциации можно определить по радиусу атома, образующего эту кислоту элемента. Напомним, что радиус увеличивается в ПС (периодической системе) сверху-вниз и справа-налево. Так, в ряду кислот HF → HCl → HBr → HI радиус увеличивается от фтора к йоду, так как йод стоит в ПС значительно ниже, чем фтор. Радиус фтора небольшой, поэтому протон водорода прочно связан со фтором, скорость диссоциации будет низкой, значит, кислота слабая. У йода пять электронных оболочек, между йодом и водородом большее расстояние, чем между фтором и водородом, поэтому молекула йодоводорода будет диссоциировать значительно быстрее, значит, кислота сильная. Аналогичную закономерность можно наблюдать в ряду кислот, образованных халькогенами (неметаллами VIА-группы): чем ниже халькоген, тем сильнее образуемая им кислота, поэтому H₂S слабее H₂Se, а H₂Se слабее, чем H₂Te.

2. Если кислота кислородсодержащая, то её сила зависит от количества кислорода, не входящего в гидроксо-группы. Чем больше кислорода вне -OH группы, тем сильнее кислота. Так, дихромовая кислота сильнее хромовой, потому как дихромовая кислота имеет четыре кислорода вне гидроксо-группы, а хромовая – два кислорода вне гидроксогруппы.

В ряду хлорсодержащих кислот наблюдается такая же закономерность:

Список сильных кислот: HI, HCl, HBr, HNO₃, HClO₄, HClO₃, HBrO₃, H₂SO₄, HMnO₄, H₂Cr₂O₇.

Список слабых кислот: H₂S, HF, HNO₂, H₂SO₃, H₂CO₃, HClO, карбоновые кислоты.

В действительности классификация кислот по их силе несколько богаче, и те кислоты, которые в школе записывают в слабые (например, ортофосфорную и фтороводородную) на самом деле относят к кислотам средней силы

Помимо классификации важно знать и названия кислот, а также их остатки. Остатками кислот называют отрицательно-заряженные ионы (анионы), которые образуются при диссоциации кислоты в воде

То есть остаток кислоты – это частица, которая остаётся, если отнять у кислоты весь водород. Вот несколько таблиц, в которых кислоты сгруппированы по силе, с указанием соответствующих кислотных остатков и примерами солей:

Таб. Самые сильные кислоты и их остатки

Формула	Название	Кислотный остаток	Пример соли
HI	йодоводородная	I‒	NaI -йодид натрия
HBr	Бромоводородная	Br‒	KBr – бромид калия
HCl	Хлороводородная, соляная	Cl‒	CaCl2 – хлорид кальция
HClO4	Хлорная	ClO4‒	NaClO4 – перхлорат натрия
H2SO4	Серная	SO42‒	K2SO4 – сульфат калия
HMnO4	Марганцовая	MnO4‒	NaMnO4 – перманганат натрия

Таб. Сильные кислоты и их остатки

Формула	Название	Кислотный остаток	Пример соли
HClO3	Хлорноватая	ClO3‒	KClO3 – хлорат калия
HBrO3	Бромноватая	BrO3‒	Ba(BrO3)2 – бромат бария
H2Cr2O7	Дихромовая	Cr2O72‒	(NH4)2Cr2O7 – дихромат аммония

Таб. Кислоты средней силы и их остатки (в ОГЭ и ЕГЭ считаем слабыми)

Формула	Название	Кислотный остаток	Пример соли
HNO2	Азотистая	NO2‒	NaNO2 – нитрит натрия
H3PO4	Фосфорная (ортофосфорная)	PO43‒	(NH4)3PO4 – фосфат аммония
HF	Фтороводородная (плавиковая)	F‒	CaF2 – фторид кальция
HClO2	Хлористая	ClO2‒	KClO2 – хлорит калия

Таб. Слабые кислоты и их остатки

Формула	Название	Кислотный остаток	Пример соли
H2S	Сероводородная	S2‒	MgS – сульфид магния
HCN	Циановодородная	CN‒	KCN – цианид калия
H2CO3	Угольная	CO32‒	CaCO3 – карбонат кальция
H2SO3	Сернистая	SO32‒	BaSO3 – сульфит бария
HClO	Хлорноватистая	ClO‒	NaClO – гипохлорит натрия
H2SiO3	Кремниевая	SiO32‒	K2SiO3 – силикат калия
CH3COOH	Уксусная	CH3COO‒*	CH3COONa – ацетат натрия

*В органических кислотах водород пишется не в начале молекулы, а в конце, например:

CH₃COOH – уксусная кислота, диссоциирует следующим образом:

CH₃COOH CH₃COO‒ + H+

C₂H₅COOH – пропионовая кислота

CH₃CH₂COOH CH₃CH₂COO‒ + H+

C₃H₇COOH –  масляная кислота.

C₃H₇COOH C₃H₇COO‒ + H+

• H₂SO₄

• HBr

• H₂S

• HClO₄

• HClO₃

• HBrO₃

• HClO₂

• HClO

• HF

• H₃PO₄

• CH₃COOH

• H₂Cr₂O₇

• HI

• H₂CO₃

• HNO₂

• HMnO₄

• H₂SiO₃

• HCl

• HNO₃

• HCN

• H₂SO₃

Задание в формате ЕГЭ с ответом:

1. H₂SO₂
2. HCl
3. HNO₃

1. кислородсодержащая сильная
2. кислородсодержащая слабая
3. бескислородная сильная
4. бескислородная слабая

Ответ:

А	Б	В

Ответить

Пример задания из КИМ ЕГЭ:

1. HNO₂
2. HBr
3. H₃PO₄

1. одноосновная сильная
2. одноосновная слабая
3. многоосновная сильная
4. многоосновная слабая

Ответ:

А	Б	В

Ответить

Задание по образцу ФИПИ:

1. HF
2. H₂CO₃
3. H₂SiO₃

1. кислородсодержащая сильная
2. кислородсодержащая слабая
3. бескислородная сильная
4. бескислородна слабая

Ответ:

А	Б	В

Ответить

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:

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):

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.

Химические свойства кислот

1. Сила кислот уменьшается в ряду:

HI → HClO4 → HBr → HCl → H2SO4 → H2SeO4 → HNO3 → HClO3 → HIO3 →

H2SO3 → HClO2 → H3PO4 → HF → HNO2 → CH3COOH → H2CO3 → H2S → H2SiO3.

Некоторые реакции, подтверждающие ряд кислот:

2HCl + Na2CO3 → 2NaCl + CO2­ + H2O                         т.е. H2CO3 слабее, чем HCl

K2CO3 + SO2 → K2SO3 + CO2­                                       т.е. H2CO3 слабее, чем H2SO3

CH3COOH + NaHCO3 → CH3COONa + CO2­ + H2O    т.е. H2CO3 слабее, чем CH3COOH

Na2SiO3 + CO2 + H2O → H2SiO3 + Na2CO3                т.е. H2SiO3 слабее, чем H2CO3

3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + 2H3PO4                        т.е. H3PO4 слабее, чем H2SO4

Во всех этих реакциях образуются либо осадок, либо (более) слабая кислота.

Если осадка не образуется и обе кислоты сильные (т.е. кислота, которая вступила в реакцию, и кислота, которая образовалась в результате реакции), то в растворе такие реакции не идут. Подобные реакции возможны только в случае образования сильных летучих кислот (HNO3 и HCl) в реакциях с твердыми солями, а не растворами:

NaCl(тв.) + H2SO4(к) → NHSO4 + HCl­

NaNO3(тв.) + H2SO4(к) → NaHSO4 + HNO3­

Аналогичным образом можно получить и слабую плавиковую кислоту:

KF(тв.) + H2SO4(к) → KHSO4 + HF­

HBr и HI (они также являются летучими) таким образом получать не удается, так как они окисляются концентрированной серной кислотой:

8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O
2KBr + 2H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O

Следующие кислоты являются летучими: HNO3, HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2Se.

Остальные кислоты являются нелетучими.

3. Сила кислот (способность к диссоциации)

Сильные: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3.

Слабые (все остальные): HF, H2CO3, H2SO3, HNO2, H3PO4, H2S, H2SiO3, все органические кислоты и другие.

4. Растворимость кислот в воде

Нерастворимыми кислотами являются: H2SiO3 и все высшие жирные кислоты, т.е. кислоты, содержащие 10 атомов углерода и больше. Например, C17H35COOH  (стеариновая кислота).

5. Термическое разложение кислот

При нагревании разлагаются следующие кислоты:

H2CO3 → CO2 + H2O

H2SO3 → SO2 + H2O

4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O

H2SiO3 → SiO2 + H2O

Неустойчивыми являются H2CO3 и H2SO3.

6. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

2HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + 2H2O

Эти реакции идут, только если образующаяся соль существует в водном растворе, т.е. в таблице растворимости не должен стоять прочерк:

H2S + Al(OH)3 → реакция не идет, т.к. Al2S3 в водной среде разлагается (по сути, идет обратная реакция)

H2S + Cr(OH)3 → реакция не идет по той же причине.

Особенность кремниевой кислоты: из оснований она реагирует только с щелочами:

H2SiO3 + 2NaOH → Na2SiO3 + 2H2O

H2SiO3 + Cu(OH)2 → реакция не идет

H2SiO3 + Al(OH)3 → реакция не идет.

7. Взаимодействие с солями

Реакции с солями идут, если выделяется газ, выпадает осадок или образуется более слабая кислота:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3

K3PO4 + HCl → NaCl + H3PO4 (слабая кислота)

8. Взаимодействие кислот-неокислителей с металлами

Металлы, стоящие в ряду активности металлов до водорода, взаимодействуют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

H2SO4(р) + Zn → ZnSO4 + H2

6HCl + 2Fe → 2FeCl3 + 3H2

Cu + HCl → реакция не идет.

Основания

Для этого класса соединений характерно отличительное свойство, их ещё называют вещества гидроксильной группы — ОН.

Чтобы дать название, изначально указываем класс – гидроксиды, потом добавляем чего, какого металла.

Классификация оснований базируется на их растворимости в воде и по числу ОН-групп.

Следует отметить, что гидроксильная группа, также как и кислотный остаток, это часть целого. Невозможно получить кислоты путём присоединения водорода к кислотному остатку, аналогично, чтобы получить основание нельзя писать уравнение в таком виде.

Na + OH →NaOH        или            H₂ + SO₄→ H₂SO₄

В природе не существуют отдельно руки или ноги, эта часть тела. Варианты получения кислот были описаны выше, рассмотрим, как получаются основания. Если к основному оксиду прибавить воду, то результатом этой реакции должно получиться основание. Однако не все основные оксиды реагируют с водой. Если в продукте образуется щёлочь, значит, реакция происходит, в противном случае реакция не идёт.

Данным способом можно получить только растворимые основания. Подтверждением этому служат реакции, которые вы можете наблюдать. На вашей кухне наверняка есть алюминиевая посуда, это могут быть кастрюли или ложки. Эта кухонная утварь покрыта прочным оксидом алюминия, который не растворяется в воде, даже при нагревании. Также весной можно наблюдать, как массово на субботниках белят деревья и бордюры. Берут белый порошок СаО и высыпают в воду, получая гашеную известь, при этом происходит выделение тепла, а это как вы помните, признак химического процесса.

Раствор щёлочи можно получить ещё одним методом, путём взаимодействия воды с активными металлами. Давайте вспомним, где они размещаются в периодической системе – I, II группа. Реакция будет относиться к типу замещения.

Напрашивается вопрос, а каким же образом получаются нерастворимые основания. Здесь на помощь придёт реакция обмена между щёлочью и растворимой солью.

Кислородсодержащие соединения галогенов

Галогены образуют ряд соединений с кислородом, которые неустойчивы и могут быть получены только косвенным путем, так как кислород не взаимодействует с галогенами. Наиболее устойчивы из их соединений соли, наименее — оксиды и кислоты.

Максимальна возможная степень окисления +7. Для фтора возможно только -1, так как фтор является самым электроотрицательным элементом.

Названия кислородсодержащих кислот и их кислотных остатков вы можете найти в таблице ниже. Заметьте, все они применимы и к брому, и к йоду. Так например HBrO — бромноватистая кислота (соли гипобромиты), HIO — иодноватистая кислота (соли гипоиодиты).

HIO₃ — иодноватая кислота (соли иодаты), HBrO₃ — бромноватая кислота (соли броматы). По аналогии несложно составлять подобные названия. Мы будем изучать данную тему на примере соединений хлора.

Получение кислот

Хлорноватистая кислота

Хлорноватистую кислоту можно получить в реакции хлора с водой, соли хлорноватистой кислоты (гипохлорита) с более слабой кислотой.

В реакции хлорной извести с диоксидом углерода и водой также выделяется хлорноватистая кислота.

Хлористая кислота может быть получена из собственных солей — хлоритов, а также в реакции с оксидом хлора IV.

Хлорноватую кислоту получают взаимодействием разбавленной серной кислоты и хлората бария.

Самая сильная кислота в природе — хлорная кислота — может быть получена реакцией перхлората калия или натрия с концентрированной серной кислотой.

Химические свойства

Кислотные свойства

Хлорноватистая и хлористая кислоты относятся к слабым, хлорноватая и хлорная — к сильным. Кислоты образуют соли в реакциях c основными оксидами и основаниями.

HClO + LiOH → LiClO + H₂O

Разложение кислот и солей

И кислоты, и их соли разлагаются схожим образом.

KI + HClO → KIO₃ + HCl

Соли этих кислот образуются в результате реакции диспропорционирования, происходящей между щелочью и галогеном.

Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Блиц-опрос по теме Кислородсодержащие соединения галогенов

HBrO₂ — бромистая кислота, слабая

HClO₄ — хлорная кислота, сильная

Бертолетова соль — KClO₃

HClO₃ — хлорноватая кислота, сильная

Способы получения, техника безопасности

Получить соляную кислоту можно с помощью растворения газообразного хлороводорода в воде. Хлороводород синтезируют путем взаимодействия водорода с хлором. Кислота, которую получают данным методом, называется синтетической. Другим способом синтеза соляной кислоты является получение соединения из абгазов, которые представляют собой побочные газы, сформированные в разных химических процессах, к примеру, при хлорировании углеводородов. Хлороводород, входящий в состав этих газов, называют абгазным. Полученная рассмотренным методом кислота носит название «абгазная». В последние десятилетия доля абгазной соляной кислоты в объеме производства постепенно увеличивается, вытесняя кислоту, полученную сжиганием водорода в хлоре. С другой стороны, в соляной кислоте, полученной по традиционной технологии в реакции водорода с хлором, содержится меньшее количество примесей. Такую кислоту используют при необходимости высокой чистоты.

Получение хлороводорода в промышленности путем реакции горения водорода в хлоре:

В лабораторных условиях применяют метод получения соляной кислоты, который был разработан еще алхимиками. Он основан на действии концентрированной серной кислоты на поваренную соль:

Нагрев до температуры более 550 °C и наличие избытка поваренной соли являются условиями для протекания химической реакции по уравнению:

Получение соляной кислоты с помощью гидролиза хлоридов магния, алюминия (нагревается гидратированная соль) можно записать с помощью уравнений реакций:

Перечисленные реакции не всегда протекают до конца и сопровождаются образованием основных хлоридов (оксихлоридов) переменного состава, к примеру:

Хлороводород отличается хорошей растворимостью в воде. Например, при 0 °C  1 объем воды способен поглотить 507 объемов HCl. В результате получают концентрированную 45 % кислоту. Следует отметить, что в условиях комнатной температуры характеристика растворимости HCl меньше, поэтому на практике обычно используют 36% соляную кислоту.

Соляную кислоту относят к веществам III класса опасности, согласно ГОСТ 12.1.007-76. Рекомендуемая ПДК в рабочей зоне составляет  . Высококонцентрированная соляная кислота является едким веществом. При контакте соляной кислоты с кожей возникают сильные химические ожоги. С целью нейтрализации ожогов место поражения промывают большим количеством воды, затем обрабатывают 5% раствором соды (она нейтрализует кислоту). Максимально опасно попадание данного вещества в глаза (в значительном количестве).

В процессе открывания резервуаров с концентрированной соляной кислотой можно наблюдать выделение паров хлороводорода, которые, притягивая влагу из воздуха, образуют туман. Газообразное вещество способно раздражать глаза и дыхательные пути человека. Во время реакции с сильными окислителями в виде хлорной извести, диоксида марганца, перманганата калия соляная кислота образует хлор в газообразном состоянии с высокой степенью токсичности. На территории Российской Федерации ограничен оборот соляной кислоты концентрации 15 % и выше.

Самые опасные кислотные соединения

На сегодняшний день самой сильной кислотой в мире считается пентафторид сурьмы фтористоводородной кислоты. Её химическая формула — HFSbF5. Не существует точных данных об активности этого соединения, но установлено, что его 55-процентный раствор почти в миллион раз сильнее концентрированной серной кислоты.

Следующим по силе является карборановое кислотное соединение. Это вещество разрешается хранить только в специальной ёмкости. Она также во много раз опаснее серной и растворяет даже стекло.

Ещё одной суперкислотой является плавиковая. Она не имеет цвета и, подобно предыдущему веществу, способна разъедать стекло. Для перевозки этого едкого соединения применяют полиэтилен. Вещество прекрасно вступает в реакцию с большинством металлов, но не взаимодействует с парафином. Соединение токсично, даже его пары опасны для здоровья. Кислота обладает эффектом наркотика.

Самое известное сильное вещество — серная кислота. Из-за больших производственных объёмов некоторые химики считают именно её самой опасной в мире. По мере того как увеличивается концентрация реагента, растёт и его опасность для здоровья человека, хотя даже растворы серного кислотного соединения могут нанести серьёзный вред. Это вещество окисляет металлы и является крайне едким, даже пары реагента очень опасны. При контакте происходит поражение кожи и слизистых оболочек, органов дыхания, а также внутренних органов человека.

Часто используемая в быту муравьиная кислота тоже относится к ядовитым химикатам. Эта ситуация объясняется тем, что опасность возникает только при высокой концентрации вещества. В обычных условиях оно бесцветно, легко образует водные растворы, а также успешно растворяется в ацетоне.

При концентрации меньше 10% реагент вызывает только раздражение. Если же этот показатель повышен, то соединение может разъесть ткани и множество других веществ. Его пары повреждают глаза, слизистые оболочки и дыхательные пути. При попадании внутрь организма наступает серьёзное отравление. Но в минимальных концентрациях реагент успешно перерабатывается и выводится из организма. В небольших дозах оно присутствует во фруктах, выделениях насекомых, крапиве.

Мощным ядом является азотная кислота. В разных пропорциях она прекрасно смешивается с водой. Реагент крайне опасен для человека. Его пары наносят серьёзный вред органам дыхания и слизистым оболочкам. Кожный покров при попадании кислоты становится жёлтым, на нём остаются язвы. Пострадавшие места требуют длительного восстановительного процесса.

При воздействии высокой температуры или света азотная кислота распадается, превращаясь в довольно токсичный газ. У вещества не возникает химической реакции со стеклом, а потому этот материал применяют для хранения реагента. Создателем ядовитого соединения является алхимик Джабир.

Определение и формулы

Кислота – соединение, молекулы которого способны к обмену или замещению водородного катиона (протона) катионом металла с присоединением его к кислотному остатку. В химических реакциях кислотный остаток, состоящий из одного (простой) или нескольких (сложный) атомов, сохраняет свой состав.

Химические формулы

В неорганической химии общая формула кислот имеет вид где H – водород, n – количество атомов, A – кислотный остаток.

Значение n соответствует валентности кислотного остатка. Формула кислоты позволяет установить состав соединений, образуемых с ее участием, и составить уравнение реакции.

Органические карбоновые кислоты имеют общую формулу RCOOH, где R – углеводородный радикал, COOH – карбоксильная группа, атом водорода в составе которой может замещаться.

Ионные формулы

При растворении в воде происходит диссоциация – разложение – молекул кислоты на катионы H+ и анионы кислотных остатков. Поэтому кислоту можно представить в ионной записи . Так, – ионный состав соляной кислоты – серной кислоты H2SO4; – ортофосфорной кислоты H3PO4.

Диссоциация молекул карбоновых кислот происходит по схеме . Например, ионная формула пропионовой кислоты CH3CH2COOH имеет вид .

Структурные формулы

Взаимное расположение атомов и кратность связей в молекуле отражают графические, или структурные, формулы:

Кислота	Структурная формула	Трехмерная модель молекулы
плавиковая HF
угольная H2CO3
уксусная CH3COOH

Что такое щелочь?

Щелочь — это те вещества, которые хорошо растворяются в воде. При этом реакция сопровождается с выделением тепла, с увеличением температуры. Если щёлочь сравнивать с кислотой, то на ощупь она намного «мыльнее», то есть скользкая. Вообще, щёлочи не сильно отстают от кислот по разъеданию и по силе. Они также могут с лёгкостью разъесть древесину, пластик, одежду и тому подобное.

Кстати, из щёлочей делают мыло, стекло, бумагу, ткань и это не весь список. Щёлочь можно найти у себя на кухне, ну или в магазине под названием пищевая сода. Кстати, пищевая сода это очень хороший помощник всем домохозяйкам.

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:

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.

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

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

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

Номенклатура

Систематические наименования бескислородных кислот строятся по следующему правилу: название элемента + суффикс «-о-» + «-водородная» (бромоводородная HBr ).

Наименование кислородсодержащей кислоты определяют особенности состава:

Степень окисления кислотообразующего элемента:

высшая	название элемента + суффикс «-н-», «-ов-», «-ев-»
промежуточная +5	название элемента + суффикс «-оват-»
промежуточная +3, +4	название элемента + суффикс «-ист-», «-овист-»
+1	название элемента + суффикс «-оватист-»

Содержание кислорода:

выше	приставка «орто-» + название кислоты
ниже	приставка «мета-» + название кислоты

Классификация неорганических веществ с примерами соединений

Как мы видим, прежде всего все неорганические вещества делятся на простые и сложные:

Простыми веществами называют такие вещества, которые образованы атомами только одного химического элемента. Например, простыми веществами являются водород H₂, кислород O₂, железо Fe, углерод С и т.д.

Среди простых веществ различают металлы, неметаллы и благородные газы:

Металлы образованы химическими элементами, расположенными ниже диагонали бор-астат, а также всеми элементами, находящимися  в побочных группах.

Благородные газы образованы химическими элементами VIIIA группы.

Неметаллы образованы соответственно химическими элементами, расположенными выше диагонали бор-астат, за исключением всех элементов побочных подгрупп и благородных газов, расположенных в VIIIA группе:

Названия простых веществ чаще всего совпадают с названиями химических элементов, атомами которых они образованы. Однако для многих химических элементов широко распространено такое явление, как аллотропия. Аллотропией называют явление, когда один химический элемент способен образовывать несколько простых веществ. Например, в случае химического элемента кислорода возможно существование молекулярных соединений с формулами O₂ и O₃. Первое вещество принято называть кислородом так же, как и химический элемент, атомами которого оно образовано, а второе вещество (O₃) принято называть озоном. Под простым веществом углеродом может подразумеваться любая из его аллотропных модификаций, например, алмаз, графит или фуллерены. Под простым веществом фосфором могут пониматься такие его аллотропные модификации, как белый фосфор, красный фосфор, черный фосфор.