Основные кислоты в химии таблица. Классификация, получение и свойства кислот

Содержание
  1. Кислоты — классификация, свойства, получение и применение
  2. Таблица названий некоторых кислот и их солей
  3. Классификация кислот
  4. Изменение цвета индикаторов в кислой среде
  5. Химические свойства кислот
  6. Получение кислот
  7. Применение кислот
  8. Кислоты: примеры, таблица. Свойства кислот
  9. Кислоты: виды
  10. Сероводородная кислота
  11. Серная кислота
  12. Азотная кислота
  13. Азотистая кислота
  14. Плавиковая кислота
  15. Соляная кислота
  16. Фосфорная кислота
  17. Угольная кислота
  18. Плотность различных кислот
  19. Общие свойства кислот
  20. Концентрация
  21. Основная классификация кислот
  22. Общие свойства
  23. Конспект
  24. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ
  25. ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОТ
  26. Всё о кислотах кратко в одной таблице
  27. 2.6. Характерные химические свойства кислот
  28. 1) Наличие атомов кислорода в кислоте
  29. 2) Основность кислоты
  30. 3) Летучесть
  31. 4) Растворимость
  32. 5) Устойчивость
  33. 6) Способность к диссоциации
  34. 7) Окисляющие свойства
  35. 1. Способность к диссоциации
  36. 2. Взаимодействие кислот с металлами
  37. 3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами
  38. 4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами
  39. 5. Взаимодействие кислот с солями
  40. 6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот
  41. 7. Восстановительные свойства бескислородных кислот
  42. Кислоты их классификация и номенклатура (Таблица)
  43. Классификация кислот схема
  44. Классификация кислот таблица
  45. Номенклатура кислот таблица
  46. Таблица номенклатура кислот их кислотный остаток и ангидрид
  47. Химические свойства кислот, их классификация и реакции
  48. 1. Диссоциация
  49. 2. Разложение
  50. 3. Реакция с металлами
  51. 4. Реакции с основаниями
  52. 5. Реакции кислот с солями
  53. 6. Реакция кислот с основными и амфотерными оксидами
  54. Физические свойства кислот

Кислоты — классификация, свойства, получение и применение

Основные кислоты в химии таблица. Классификация, получение и свойства кислот

Кислоты (неорганические, минеральные) — это сложные соединения состоящие из катиона водорода (H+) и аниона кислотного остатка(SO32-, SO42-, NO3—  и т.д). 

Кислотам дали такое название не просто так. Большинство из них имеют кислый вкус. С некоторыми из них знаком каждый из вас. Это, например, уксусная кислота, которая есть в каждом доме, аскорбиновая кислота (она же витамин C), лимонная кислота и т.д. Но не стоит все кислоты пробовать на вкус. Кислоты являются очень едкими веществами.

 Даже всем нам привычная и известная аскорбиновая кислота в большой концентрации будет вредна нашему организму. А от более сильных кислот — серной, соляной и даже уксусной — можно получить очень сильные ожоги, вплоть до летального исхода.

Поэтому при работе с кислотами нужно быть осторожными, а также соблюдать технику безопасности!!!

Таблица названий некоторых кислот и их солей

Название кислотыФормулаНазвание соли
СернаяH2SO4Сульфат
СернистаяH2SO3Сульфит
СероводороднаяH2SСульфид
Соляная (хлористоводородная)HClХлорид
Фтороводородная (плавиковая)HFФторид
БромоводороднаяHBrБромид
ЙодоводороднаяHIЙодид
АзотнаяHNO3Нитрат
АзотистаяHNO2Нитрит
ОртофософорнаяH3PO4Фосфат
УгольнаяH2CO3Карбонат
КремниеваяH2SiO3Силикат
УксуснаяCH3COOHАцетат

Классификация кислот

По содержанию кислорода
Кислородсодержащие (H2SO4) Бескислородные (HCl)
По количеству содержащихся катионов водорода (H+)
Одноосновные (HCl)Двухосновные (H2SO4)Трёхосновные (H3PO4)

Понятие «одноосновная кислота» произошло по причине того, что для нейтрализации одной молекулы одноосновной кислоты нам понадобится одна молекула основания. для двухосновной — соответственно две молекулы и т. д.

По растворимости (в воде)
Растворимые (HCl)Нерастворимые (H2SiO3)
По силе (степени диссоциации)
Сильные (H2SO4)Слабые (CH3COOH)
По летучести
Летучие (H2S)Нелетучие (H2SO4)
По устойчивости
Устойчивые (H2SO4)Неустойчивые (H2CO3)

Изменение цвета индикаторов в кислой среде

ИндикаторНейтральная средаКислая среда
Метилоранжоранжевыйкрасный
Лакмусфиолетовыйкрасный
Фенолфталеинбесцветныйбесцветный
Бромтимоловый синийзеленыйжелтый
бромкрезоловый зеленыйсинийжелтый

Химические свойства кислот

  • Взаимодействие с металлами (в ряду активности находящихся до водорода), протекает с выделением газообразного водорода и образованием солей: 

H2SO4 + 2Na → Na2SO4 + H2

Металлы, находящиеся в ряду активности после водорода,  не вступают в реакцию с кислотой (кроме концентрированной серной кислоты).

Азотная и концентрированная серная кислоты проявляют свойства окислителей, и продукты реакций будут зависеть от концентрации, температуры и природы восстановителя.

  • Взаимодействуют с оксидами основных и амфотерных металлов с образованием солей и воды:

H2SO4 + MgO → MgSO4 + H2O

  • С основаниями, с образованием солей и воды (так называемая реакция нейтрализации):

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O

  • Кислоты могут взаимодействовать с солями, если в результате реакции будет образовываться нерастворимая соль, или выделяться газ:

H2SO4 + K2CO3 → K2SO4 + H2O + CO2

  • Сильные кислоты могут вытеснять из солей более слабые кислоты:

3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4

Получение кислот

  • Взаимодействие кислотного оксида с водой:

H2O + SO3 →H2SO4

  • Взаимодействие водорода и неметалла:

H2 + Cl2 → 2HCl

  • Вытеснение слабой кислоты из солей, более сильной кислотой:

3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4

Применение кислот

В настоящее время, минеральные и органические кислоты находят множество сфер применения.  

Серная кислота (H2SO4), находит широкое применение в химической технологии, для производства лакокрасочных материалов, производстве минеральных удобрений, в пищевой промышленности (пищевая добавка Е513), в качестве электролита в производстве аккумуляторных батарей.

Раствор двухромовокислого калия в серной кислоте (хромовая смесь) используются в лабораториях для мытья химической посуды. Являясь сильным окислителем, хромка позволяет отмывать посуду от следов загрязнений органическими веществами. Так же, хромовая смесь используется в органическом синтезе.

Борная кислота (H3BO3) используется в медицине как антисептик, в качестве флюса при пайке металлов, как борсодержащее удобрение, в домашнем хозяйстве используется как средство от тараканов.

Широко известны в домашнем использовании при выпечке уксусная и лимонная кислоты. Также в быту их используют для удаления накипи.

Знакомая всем с детства аскорбиновая кислота, более известная в народе как витамин С, применяется при лечении простудных заболеваний.

Азотная кислота (HNO3) находит применение при производстве взрывчатых веществ, при производстве минеральных азотсодержащих удобрений (аммиачная, калиевая селитра), в производстве лекарственных средств (нитроглицерин).

Источник: https://in-chemistry.ru/kisloty-klassifikatsiya-svojstva-poluchenie-primenenie

Кислоты: примеры, таблица. Свойства кислот

Основные кислоты в химии таблица. Классификация, получение и свойства кислот

Кислоты – это такие химические соединения, которые способны отдавать электрически заряженный ион (катион) водорода, а также принимать два взаимодействущих электрона, вследствие чего образуется ковалентная связь.

В данной статье мы рассмотрим основные кислоты, которые изучают в средних классах общеобразовательных школ, а также узнаем множество интересных фактов о самых разных кислотах. Приступим.

Кислоты: виды

В химии существует множество самых разнообразных кислот, которые имеют самые разные свойства.

Химики различают кислоты по содержанию в составе кислорода, по летучести, по растворимости в воде, силе, устойчивости, принадлежности к органическому или неорганическому классу химических соединений.

В данной статье мы рассмотрим таблицу, в которой представлены самые известные кислоты. Таблица поможет запомнить название кислоты и ее химическую формулу.

Химическая формулаНазвание кислоты
H2SСероводородная
H2SO4Серная
HNO3Азотная
HNO2Азотистая
HFПлавиковая
HClСоляная
H3PO4Фосфорная
H2CO3Угольная

Итак, все наглядно видно. В данной таблице представлены самые известные в химической промышленности кислоты. Таблица поможет намного быстрее запомнить названия и формулы.

Сероводородная кислота

H2S – это сероводородная кислота. Ее особенность заключается в том, что она еще и является газом. Сероводород очень плохо растоворяется в воде, а также взаимодействует с очень многими металлами. Сероводородная кислота относится к группе “слабые кислоты”, примеры которых мы рассмотрим в данной статье.

H2S имеет немного сладковатый вкус, а также очень резкий запах тухлых яиц. В природе ее можно встретить в природном или вулканическом газах, а также она выделяется при гниении белка.

Свойства кислот очень разнообразны, даже если кислота незаменима в промышленности, то может быть очень неполезна для здоровья человека. Данная кислота очень токсична для человека.

При вдыхании небольшого количество сероводорода у человека пробуждается головная боль, начинается сильная тошнота и головокружение.

Если же человек вдохнет большое количество H2S, то это может привести к судорогам, коме или даже мгновенной смерти.

Серная кислота

H2SO4 – это сильная серная кислота, с которой дети знакомятся на уроках химии еще в 8-м классе. Химические кислоты, такие как серная, являются очень сильными окислителями. H2SO4 действует как окислитель на очень многие металлы, а также основные оксиды.

H2SO4 при попадании на кожу или одежду вызывает химические ожоги, однако она не так токсична, как сероводород.

Азотная кислота

В нашем мире очень важны сильные кислоты. Примеры таких кислот: HCl, H2SO4, HBr, HNO3. HNO3 – это всем известная азотная кислота. Она нашла широкое применение в промышленности, а также в сельском хозяйстве. Ее используют для изготовления различных удобрений, в ювелирном деле, при печати фотографий, в производстве лекарственных препаратов и красителей, а также в военной промышленности.

Такие химические кислоты, как азотная, являются очень вредными для организма. Пары HNO3 оставляют язвы, вызывают острые воспаления и раздражения дыхательных путей.

Азотистая кислота

Азотистую кислоту очень часто путают с азотной, но разница между ними есть. Дело в том, что азотистая кислота намного слабее азотной, у нее совершенно другие свойства и действие на организм человека.

HNO2 нашла широкое применение в химической промышленности.

Плавиковая кислота

Плавиковая кислота (или фтороводород) – это раствор H2O c HF. Формула кислоты – HF. Плавиковая кислота очень активно используется в алюминиевой промышленности. Ею растворяют силикаты, травят кремний, силикатное стекло.

Фтороводород является очень вредным для организма человека, в зависимости от его концентрации может быть легким наркотиком. При попадании на кожу сначала никаких изменений, но уже через несколько минут может появиться резкая боль и химический ожог. Плавиковая кислота очень вредна для окружающего мира.

Соляная кислота

HCl – это хлористый водород, является сильной кислотой. Хлористый водород сохраняет свойства кислот, относящихся к группе сильных. На вид кислота прозрачна и бесцветна, а на воздухе дымится. Хлористый водород широко применяется в металлургической и пищевой промышленностях.

Данная кислота вызывает химические ожоги, но особо опасно ее попадание в глаза.

Фосфорная кислота

Фосфорная кислота (H3PO4) – это по своим свойствам слабая кислота. Но даже слабые кислоты могут иметь свойства сильных. Например, H3PO4 используют в промышленности для восстановления железа из ржавчины. Помимо этого, форсфорная (или ортофосфорная) кислота широко используется в сельском хозяйстве – из нее изготавливают множество разнообразных удобрений.

Свойства кислот очень схожи – практически каждая из них очень вредна для организма человека, H3PO4 не является исключением. Например, эта кислота также вызывает сильные химические ожоги, кровотечения из носа, а также крошение зубов.

Угольная кислота

H2CO3 – слабая кислота. Ее получают при растворении CO2 (углекислый газ) в H2O (вода). Угольную кислоту используют в биологии и биохимии.

Плотность различных кислот

Плотность кислот занимает важное место в теоретической и практической частях химии.

Благодаря знанию плотности можно определить концентрацию той или иной кислоты, решить расчетные химические задачи и добавить правильное количество кислоты для совершения реакции.

Плотность любой кислоты меняется в зависимости от концентрации. Например, чем больше процент концентрации, тем больше и плотность.

Общие свойства кислот

Абсолютно все кислоты являются сложными веществами (то есть состоят из нескольких элементов таблицы Менделеева), при этом обязательно включают в свой состав H (водород). Далее мы рассмотрим химические свойства кислот, которые являются общими:

  1. Все кислородсодержащие кислоты (в формуле которых присутствует O) при разложении образуют воду, а также кислотный оксид. А бескислородные при этом разлагаются на простые вещества (например, 2HF разлагается на F2 и H2).
  2. Кислоты-окислители взаимодействуют со всеми металлами в ряду активности металлов (только с теми, которые расположены слева от H).
  3. Взаимодействуют с различными солями, но только с теми, которые были образованы еще более слабой кислотой.

По своим физическим свойствам кислоты резко отличаются друг от друга. Ведь они могут иметь запах и не иметь его, а также быть в самых разных агрегатных состояниях: жидких, газообразных и даже твердых. Очень интересны для изучения твердые кислоты. Примеры таких кислот: C2H204 и H3BO3.

Концентрация

Концентрацией называют величину, которая определяет количественный состав любого раствора. Например, химикам часто необходимо определить то, сколько в разбавленной кислоте H2SO4 находится чистой серной кислоты.

Для этого они наливают небольшое количество разбавленной кислоты в мерный стакан, взвешивают и определяют концентрацию по таблице плотности.

Концентрация кислот узко взаимосвязана с плотностью, часто на определение концетрации встречаются расчетные задачи, где нужно определить процентное количество чистой кислоты в растворе.

Одной из самых популярных классификаций является разделение всех кислот на одноосновные, двухосновные и, соответственно, трехосновные кислоты. Примеры одноосновных кислот: HNO3 (азотная), HCl (хлороводородная), HF (фтороводородная) и другие.

Данные кислоты называются одноосновными, так как в их составе присутствует всего лишь один атом H. Таких кислот множество, абсолютно каждую запомнить невозможно. Нужно лишь запомнить, что кислоты классифицируют и по количеству атомов H в их составе. Аналогично определяются и двухосновные кислоты.

Примеры: H2SO4 (серная), H2S (сероводородная), H2CO3 (угольная) и другие. Трехосновные: H3PO4 (фосфорная).

Основная классификация кислот

Одной из самых популярных классификаций кислот является разделение их на кислородосодержащие и бескислородные. Как запомнить, не зная химической формулы вещества, что это кислота кислородосодержащая?

У всех бескислородных кислот в составе отсутствует важный элемент O – кислород, но зато в составе есть H. Поэтому к их названию всегда приписывается слово “водородная”. HCl – это хлороводородная кислота, a H2S – сероводородная.

Но и по названиям кислосодержащих кислот можно написать формулу. Например, если число атомов O в веществе – 4 или 3, то к названию всегда прибавляется суффикс -н-, а также окончание -ая-:

  • H2SO4 – серная (число атомов – 4);
  • H2SiO3 – кремниевая (число атомов – 3).

Если же в веществе меньше трех атомов кислорода или три, то в названии используется суффикс -ист-:

  • HNO2 – азотистая;
  • H2SO3 – сернистая.

Общие свойства

Все кислоты имеют вкус кислый и часто немного металлический. Но есть и другие схожие свойства, которые мы сейчас рассмотрим.

Есть такие вещества, которые называются индикаторами. Индикаторы изменяют свой цвет, или же цвет остается, но меняется его оттенок. Это происходит в то время, когда на индикаторы действуют какие-то другие вещества, например кислоты.

Примером изменения цвета может служить такой привычный многим продукт, как чай, и лимонная кислота. Когда в чай бросают лимон, то чай постепенно начинает заметно светлеть. Это происходит из-за того, что в лимоне содержится лимонная кислота.

Существуют и другие примеры. Лакмус, который в нейтральной среде имеет сиреневый цвет, при добавлении соляной кислоты становится красным.

При взаимодействии кислот с металлами, находящимися в ряду напряженности до водорода, выделяются пузырьки газа – H. Однако если в пробирку с кислотой поместить металл, который находится в ряду напряженности после H, то никакой реакции не произойдет, выделения газа не будет. Так, медь, серебро, ртуть, платина и золото с кислотами реагировать не будут.

В данной статье мы рассмотрели самые известные химические кислоты, а также их главные свойства и различия.

Источник: https://FB.ru/article/238038/kislotyi-primeryi-tablitsa-svoystva-kislot

Конспект

Основные кислоты в химии таблица. Классификация, получение и свойства кислот

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н+ (точнее – катионы гидроксония H3O+):

НCl = Н+ + Cl–                          (НCl + H2O = H3O+ + Cl–)
HNO3 = Н+ + NO3–                  (HNO3 + H2O = H3O+ + NO3–)

Кислоты – вещества молекулярного строения. Атомы в молекулах кислот связаны ковалентными полярными химическими связями. Чем более поляризована связь между атомом водорода, способным отщепляться в виде катиона водорода, и атомом какого–либо другого элемента, тем легче происходит её распад с образованием ионов, тем сильнее кислота.

Классифицировать кислоты можно по разным признакам.

  • По содержанию кислорода кислоты могут быть бескислородными (например, НCl, НВг, HI, H2S, HCN) и кислородсодержащими (например, H2SO4, HNO3, H3PO4).
  • По числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металлов (по основности), кислоты могут быть одноосновными (НCl, НВг, HI, HNO3), двухосновными (H2SO4, H2SO3, H2СО3, H2S), трёхосновными (H3PO4, H3AsO4) и т. д. Существуют и кислоты большей основности, например пирофосфорная Н4Р2O7 – четырёхосновная.
  • По степени диссоциации кислоты могут быть сильными (НCl, НВг, HI, HNO3, H2SO4) и слабыми (H2S, H2SiO3, H2CO3, СH3СООН).
  • По растворимости кислоты могут быть растворимыми в воде (H2SO4, HNO3, НCl, СH3СООН) и нерастворимыми в воде (H2SiO3, C17H35СООН).
  • По стабильности кислоты могут быть стабильными (H2SO4, НCl, H3РO4) и нестабильными (H2CO3, H2SO3, HNO2). Нестабильные кислоты, как правило, невозможно выделить в свободном состоянии, они существуют только в растворах.
  • По летучести кислоты могут быть летучими (НCl, HNO3, СH3СООН) и нелетучими (H2SO4, H3PO4, H2SiO3).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

  1. Кислоты реагируют с металлами. Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода H2, вытесняют водород из растворов кислот. Происходит реакция замещения, образуется соль и водород:

Zn + 2НCl = ZnCl2 + H2↑
2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑

Металлы, расположенные в ряду напряжений после водорода, с кислотами не реагируют.

Важное примечание: с серной концентрированной кислотой и с азотной кислотой любой концентрации реакции идут за счёт аниона кислотного остатка, водород в этих случаях не выделяется:

Cu+ 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
Cu+ 2H2SO4 (конц
.) = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

  1. Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
  1. Кислоты реагируют с основаниями и с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды:

(Взаимодействие сильных кислот с сильными основаниями – реакция нейтрализации.)

Al(ОН)3 + 3НCl = AlCl3 + 3H2O
Al(ОН)3 + 3Н+ = Al3+ + 3
H2O

(Реакция амфотерного гидроксида с сильной кислотой.)

  1. Сильные кислоты реагируют с солями слабых кислот. Слабые кислоты при этом могут быть вытеснены из солей. Например, сильная соляная кислота НCl вытесняет слабую сероводородную кислоту H2S:

FeS + 2НCl = FeCl2 + H2S↑
FeS + 2Н+ = H2S↑ + Fe2+

Нелетучие кислоты могут вытеснить летучую из её соли. Например, нелетучая серная кислота H2SO4 вытесняет более летучую азотную HNO3. Обе кислоты – сильные. В растворе такая реакция не происходит. Она осуществима, если соль находится в кристаллическом виде (не в растворе), а серная кислота концентрированная:

Аналогично можно получить газообразный хлороводород, раствор которого – соляная кислота.

  1. Кислоты можно обнаружить индикаторами. Индикаторы реагируют на наличие в растворе ионов Н+ (H3O+). Лакмус в кислой среде приобретает красный цвет, метиловый оранжевый – красный, фенолфталеин – бесцветный. Для обнаружения кислот удобно использовать лакмус.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОТ

Бескислородные кислоты, состоящие из двух элементов, могут быть получены синтезом простых веществ:

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены в результате взаимодействия с водой соответствующих кислотных оксидов:

Р2O5 + 3H2O = 2H3РO4
SO3 + H2O = H2SO4

Слабые или летучие кислоты могут быть вытеснены из солей более сильными или менее летучими кислотами. Например, сильная соляная кислота НCl вытесняет слабую уксусную кислоту СH3СООН:

CH3COONa + НCl = СH3СООН + NaCl
С
H3СОО– + Н+ = СH3СООН

Летучие кислоты могут быть вытеснены из солей менее летучими кислотами. Например, нелетучая серная кислота H2SO4 может вытеснить более летучую соляную НCl. Но в растворе такая реакция не пойдёт (обе кислоты сильные). Она осуществима, если соль в кристаллическом состоянии (не в растворе) обработать серной концентрированной кислотой:

В результате этой реакции образуется газообразный хлороводород, при растворении которого в воде образуется соляная кислота.

Для получения слабых нелетучих кислот (например, ортофосфорной кислоты или сернистой кислоты) лучше воспользоваться концентрированной серной кислотой, причём образующаяся сернистая кислота H2SO3 разлагается на сернистый газ SO2 и воду:

Са3O4)2 (тв.) + 3H2SO4 (конц.) = 3CaSO4 + 2H3РO4
Na2SO3 (тв
.) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + SO2↑ + H2O

Всё о кислотах кратко в одной таблице

Всё о кислотах кратко в одной таблице

Конспект урока «Кислоты: классификация, свойства, получение».

Следующая тема: «».

Источник: https://uchitel.pro/%D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%82%D1%8B/

2.6. Характерные химические свойства кислот

Основные кислоты в химии таблица. Классификация, получение и свойства кислот

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

КислородсодержащиеБескислородные
H3PO4,HNO3,HNO2,H2SO4,H3PO4,H2CO3,H2CO3, HClO4 все органические кислоты (HCOOH, CH3COOH  и т.д.)HF, HCl, HBr, HI, H2S

2) Основность кислоты

Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H+, а также замещаться на атомы металла:

одноосновныедвухосновныетрехосновные
HBr, HCl, HNO3, HNO2, HCOOH, CH3COOHH2SO4, H2SO3, H2CO3, H2SiO3H3PO4

3) Летучесть

Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.

ЛетучиеНелетучие
H2S, HCl, CH3COOH, HCOOHH3PO4, H2SO4, высшие карбоновые кислоты

4) Растворимость

РастворимыеНерастворимые
HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2SO3, H2SO4, HNO3, HNO2, H3PO4, H2CO3, CH3COOH, HCOOHH2SiO3, высшие карбоновые кислоты

5) Устойчивость

УстойчивыеНеустойчивые
H2SO4, H3PO4, HCl, HBr, HFH2CO3, H2SO3

6) Способность к диссоциации

хорошо диссоциирующие (сильные)малодиссоциирующие (слабые)
H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4H2CO3, H2SO3, H2SiO3

7) Окисляющие свойства

слабые окислители(проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H+)сильные окислители(проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента)
практически все кислоты кроме HNO3 и H2SO4 (конц.)HNO3 любой концентрации, H2SO4 (обязательно концентрированная)

1. Способность к диссоциации

Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые).

При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации.

Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:

либо в таком виде: HCl = H+ + Cl—

либо в таком: HCl → H+ + Cl—

По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.

В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать  в уравнении вместо знака  две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:

CH3COOH  CH3COO— + H+

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H+ :

H3PO4  H+ + H2PO4—

H2PO4—  H+ + HPO42-

HPO42-  H+ + PO43-

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H3PO4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H2PO4— , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO42-. Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков,  вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H+.

Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:

H2SO4 2H+ + SO42-

2. Взаимодействие кислот с металлами

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H2SO4(конц.

) и HNO3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только  за счет катионов водорода.

Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

H2SO4(разб.) + Zn  ZnSO4 + H2

2HCl + Fe  FeCl2 + H2

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H2SO4 (конц.) и HNO3, то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после.

То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро.

Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты реагируют с  основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:

H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H2O

6HNO3 + Fe2O3 2Fe(NO3)3 + 3H2O

H2SiO3 + FeO ≠

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH H2O + NaCl

3H2SO4 + 2Al(OH)3  Al2(SO4)3 + 6H2O

5. Взаимодействие кислот с солями

Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:

H2SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4↓ + 2HNO3

CH3COOH + Na2SO3 CH3COONa + SO2↑ + H2O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть.

Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO3 и концентрированной H2SO4  без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной  и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого  зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.

Высокая окислительная способность концентрированной серной  и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:

4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

16HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2

14НI + K2Cr2O7 3I2↓ + 2Crl3 + 2KI + 7H2O

Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.

6HI + Fe2O3 2FeI2 + I2↓ + 3H2O

2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I2↓ + 2HCl

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H2S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:

2H2S + SO2  3S↓+ 2H2O

Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/harakternye-himicheskie-svojstva-kislot

Кислоты их классификация и номенклатура (Таблица)

Основные кислоты в химии таблица. Классификация, получение и свойства кислот

Кислоты — это химические соединения, которые способны отдавать катион водорода (также называют кислоты Бренстеда), либо соединения, которые способны принимать электронную пару с образованием ковалентной связи (кислоты Льюиса).

Физические свойства: жидкие или твердые вещества, некоторые хорошо растворяются в воде, имеют кислый вкус.

Классификация кислот схема

Кислоты подразделяют по наличию кислорода (кислородные, безкислородные), по основности (одноосновные, многоосновные), по летучести (летучие, нелетучие), по силе (сильные, слабые), по стабильности (стабильные, нестабильные) и по растворимости в воде (растворимые, нерастворимые).

Классификация кислот таблица

Классификация кислот признакиГруппы кислотПримеры
Наличие кислорода в кислотном остаткеа) кислородныеб) бескислородныеH3PO4, HNO3H2S, НСl, HBr
Основность (по количеству)а) одноосновныеб) двухосновныев) трехосновныеHCl, HNO3H2S, H2SO4H3PO4
Растворимость в водеа) растворимыеб) нерастворимыеH2SO4, H2S, HNO3H2SiO3 (только эта!)
Летучесть кислота) летучиеб) нелетучиеH2S, HCl, HNO3H2SO4, H2SiO3, H3PO4
Степень электролитической диссоциацииа) сильныеб) слабыеH2SO4, HCl, HNO3H2S, H2SO3, H2CO3
Стабильность кислота) стабильныеб) нестабильныеH2SO4, H3PO4, НСlH2SO3, H2CO3, H2SiO3

Номенклатура кислот таблица

Номенклатура кислотПравило составления названияПримеры
Бескислородная кислотаК названию неметалла с окончанием -о добавляется слово водороднаяH2S – сероводороднаяНСl – хлороводородная
Кислородсодержащая; степень окисления соответствует номеру группыСуффикс -ная или -ваяHN+5O3 – азотнаяH2Si+4O3 – кремниеваяHCl+7O4 – хлорная
Кислородсодержащая; степень окисления ниже максимальнойСуффиксы -оватая, -истая, -оватистаяНСl+5O3 – хлорноватаяНСl+3O2 – хлористаяНСlO – хлорноватистая
Элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислотК названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс мета-; с большим — префикс орто-H2SiO3 – метакремниеваяH4SiO4 – ортокремниевая

Таблица номенклатура кислот их кислотный остаток и ангидрид

Номенклатура кислотКислотный остатокАнгидрид
ФормулаНазваниеФормулаНазвание
HFФтороводородная (плавиковая)Фторид F-
НСlХлороводородная (соляная)Хлорид Сl-
НВrБромоводороднаяБромид Вг-
HIИодоводороднаяЙодид I-
H2SСероводороднаяГидросульфил HS-Сульфид S2-
H2SO4СернаяГидросульфат HSO4-Сульфат SO42-SO3Серный
H2SO2СернистаяГидросульфит HSO3-Сульфит SO32-SO2Сернистый
HNO3АзотнаяНитрат NO3-N2O5Азотный
HNO2АзотистаяНитрит NO2-N2O3Азотистый
НPO3МетафосфорнаяМетафосфат PO3-P2O5Фосфорный
H3PO4ОртофосфорнаяДигидрофосфат H2PO4-Гидрофосфат HPO42-Фосфат PO43-P2O5Фосфорный
H4P2O7Дифосфорная (пирофосфорная)Тригидродифосфат Н3P2O7-Дигидродифосфат Н2P2O72-Гидродифосфат НP2O73-Дифосфат P2O74-P2O5Фосфорный
H3AsO4МышьяковаяДигидроарсенат H2AsO3-Гидроарcенат HAsO42-Арсенат AsO43-As2O5Мышьяковый
H3AsO3МышьяковистаяДигидроарсенит H2AsO3-Гидроарсенит HAsO32-Арсенит AsO33-As2O3Мышьяковистый
HMnO4МарганцоваяПерманганат МnО4-Mn2O7Марганцовый
HClO4ХлорнаяПерхлорат ClО4-Сl2O7Хлорный
H2CrO4ХромоваяГидрохромат HCrО4-Хромат CrО42-CrO3Хромовый
H2Cr2O7ДвухромоваяГидродихромат HCr2O7-Дихромат Cr2O72-CrO3Хромовый
H2S2O7ДисернаяГидродисульфат HS2O7-Дисульфат S2O72-SO3Серный
H2MnO4МарганцовистаяГидроманганат HMnO4-Манганат MnO42-MnO3Марганцовистый
H3BO3БорнаяДигидроборат H2BO3-Гидроборат HBO32-Борат BO33-B2O3Борный
H2CO3УгольнаяГидрокарбонат HCO3-Карбонат CO32-CO2Угольный
H2SiO3КремниеваяСиликат SiO32-SiO2Кремниевый
СН3СООНУксуснаяАцетат СН3СОО-(СН3СO)2OУксусный

_____________

Источник информации:  Насонова А.Е. Химия, школьная программа в таблицах и формулах, 1998

Источник: https://infotables.ru/khimiya/898-kisloty

Химические свойства кислот, их классификация и реакции

Основные кислоты в химии таблица. Классификация, получение и свойства кислот

Кислоты — класс сложных химических веществ, состоящих из атомов водорода и кислотных остатков.

В первую очередь кислоты делятся на:

  • органические или карбоновые и
  • неорганические или минеральные.

Свойства карбоновых кислот подробно разбираются в статье Карбоновые кислоты (ссылка на статью)

В зависимости от количества атомов водорода, которые могут замещаться в химических реакциях различают:

  • одноосновные кислоты
  • двухосновные кислоты
  • трехосновные кислоты.

Не смотря на то, что в уксусной кислоте четыре атома водорода, три из них принадлежат кислотному остатку и в реакциях замещения не участвуют. Соответственно, уксусная кислота — одновалентная.

Свойства неорганических кислот также зависят от наличия в их составе кислорода и делятся на

  • бескислородные
  • кислородсодержащие.

Растворы кислот способны диссоциировать и проводить электрический ток т.е. являются электролитами. В зависимости от степени диссоциации делятся на:

  • сильные
  • слабые электролиты.

1. Диссоциация

При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.

HNO3 → H+ + NO-3

HCl → H+ + Cl-

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО-4 (первая ступень)

Н2РО-4 ↔ Н+ + НРO2-4 (вторая ступень)

НРО2-4 ↔ Н+ + PОЗ-4 (третья ступень)

2. Разложение

Кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксиды и воду.

H2CO3 → H2O + CO2↑

Бескислородные на простые вещества

3. Реакция с металлами

Кислоты реагируют лишь с теми металлами, что стоят в ряду активности до кислорода. В результате взаимодействия образуется соль и выделяется водород.

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑

Найти ряд активности можно на последней странице электронного учебника «Химия 9 класс» под редакцией В. В. Еремина.

Бдительные ученики могут сказать: «Золото стоит в ряду активности металлов после водорода, а с „царской водкой“ реагирует. Как же так?»

Из всех правил есть исключения.

Поскольку в состав азотной кислоты входит азот со степенью окисления +5, а в состав серной — сера со степенью окисления +6, то с металлами реагируют не ионы водорода, а более сильные окислители. Образуется соль, но не происходит выделения водорода.

Au + HNO3 + 4HCl → HAuCl4 + NO + 2H2O.

4. Реакции с основаниями

В результате образуются соль и вода, происходит выделение тепла.

Na2CO3 + 2CH3 — COOH → 2CH3 — COONa + H2O + CO2↑.

Реакции такого типа называются реакциями нейтрализации. Простейшая реакция, которую можно провести на собственной кухне — гашение соды столовым уксусом или 9%раствором уксусной кислоты.

5. Реакции кислот с солями

Вспомним, когда мы разбирали ионные уравнения ( ссылка на статью), одним из условий протекания реакций было образование в ходе взаимодействия нерастворимой соли, выделение летучего газа или слабо диссоциирующего вещества — например, воды. Те же условия сохраняются и для реакций кислот с солями.

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl↑

6. Реакция кислот с основными и амфотерными оксидами

В ходе реакции образуется соль и происходит выделение воды.

K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O

Физические свойства кислот

При нормальных условиях (Атмосферное давление = 760 мм рт. ст. Температура воздуха 273,15 K = 0°C) кислоты чаще жидкости, хотя встречаются и твердые вещества: например ортофосфорная H3PO4 или кремниевая H2SiO3.

Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде: фтороводородная-HF, соляная-HCl, бромоводородная-HBr.

Кислотные свойства кислот в ряду HF → HCl → HBr → HI усиливаются.

Для некоторых кислот (соляная, серная, уксусная) характерен специфический запах.

Благодаря наличию ионов водорода в составе, кислоты обладают характерным кислым вкусом.

Химическая лаборатория не ресторан, и в целях безопасности существует жесткий запрет на опробование на вкус химических веществ.

Как же можно определить кислота в пробирке или нет?

В 1300 году был открыт лакмус, и с тех пор алхимикам и химикам не пришлось рисковать своим здоровьем, пробуя на вкус содержимое пробирок. Запомните, что лакмус в кислой среде краснеет.

Вторым широко используемым индикатором является фенолфталеин.

Простой мнемонический стишок поможет запомнить, как ведут себя индикаторы в разных средах.

Индикатор лакмус — красный  Кислоту укажет ясно. Индикатор лакмус — синий, Щёлочь здесь — не будь разиней, Когда ж нейтральная среда, Он фиолетовый всегда. Фенолфталеиновый — в щелочах малиновый

Но несмотря на это в кислотах он без цвета.

Что ещё почитать?
Неметаллы Биография Д.И. Менделеева. Интересные факты из жизни великого химика Карбоновые кислоты Массовая доля вещества

18HBr + 2KMnO4 →2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2

14НI + K2Cr2O7 →3I2↓ + 2Crl3 + 2KI + 7H2O

#ADVERTISING_INSERT#

Источник: https://rosuchebnik.ru/material/7-osnovnykh-khimicheskikh-svoystv-kislot-/

Вопросы адвокату
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: