Названия важнейших кислот и их солей таблица. Химия

Кислоты - сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков.

Классификация кислот

1. По числу атомов водорода: число атомов водорода ( n ) определяет основность кислот:

n = 1 одноосновная

n = 2 двухосновная

n = 3 трехосновная

2. По составу:

а) Таблица кислород содержащих кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:

Кислота (Н n А)	Кислотный остаток (А)	Соответствующий кислотный оксид
H 2 SO 4 серная	SO 4 (II) сульфат	SO 3 оксид серы (VI )
HNO 3 азотная	NO 3 (I) нитрат	N 2 O 5 оксид азота (V )
HMnO 4 марганцевая	MnO 4 (I) перманганат	Mn 2 O 7 оксид марганца ( VII )
H 2 SO 3 сернистая	SO 3 (II) сульфит	SO 2 оксид серы (IV )
H 3 PO 4 ортофосфорная	PO 4 (III) ортофосфат	P 2 O 5 оксид фосфора (V )
HNO 2 азотистая	NO 2 (I) нитрит	N 2 O 3 оксид азота (III )
H 2 CO 3 угольная	CO 3 (II) карбонат	CO 2 оксид углерода ( IV )
H 2 SiO 3 кремниевая	SiO 3 (II) силикат	SiO 2 оксид кремния (IV)
НСlO хлорноватистая	СlO (I) гипохлорит	С l 2 O оксид хлора (I)
НСlO 2 хлористая	СlO 2 (I) хлорит	С l 2 O 3 оксид хлора (III)
НСlO 3 хлорноватая	СlO 3 (I) хлорат	С l 2 O 5 оксид хлора (V)
НСlO 4 хлорная	СlO 4 (I) перхлорат	С l 2 O 7 оксид хлора (VII)

б) Таблица бескислородных кислот

Кислота (Н n А)	Кислотный остаток (А)
HCl соляная, хлороводородная	Cl (I ) хлорид
H 2 S сероводородная	S (II ) сульфид
HBr бромоводородная	Br (I ) бромид
HI йодоводородная	I (I ) йодид
HF фтороводородная,плавиковая	F (I ) фторид

Физические свойства кислот

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO 3 , борная H 3 BO 3 . Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H 2 SiO 3 . Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислый вкус содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и т.д.

Способы получения кислот

бескислородные	кислородсодержащие
HCl, HBr, HI, HF, H 2 S	HNO 3 , H 2 SO 4 и другие
ПОЛУЧЕНИЕ
1. Прямое взаимодействие неметаллов H 2 + Cl 2 = 2 HCl	1. Кислотный оксид + вода = кислота SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой 2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ­

Химические свойства кислот

1. Изменяют окраску индикаторов

Название индикатора	Нейтральная среда	Кислая среда
Лакмус	Фиолетовый	Красный
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный
Метилоранж	Оранжевый	Красный
Универсальная индикаторная бумага	Оранжевая	Красная

2.Реагируют с металлами в ряду активности до H 2

(искл. HNO 3 –азотная кислота)

Видео "Взаимодействие кислот с металлами"

Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H 2 (р. замещения)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов

Видео "Взаимодействие оксидов металлов с кислотами"

Ме х О у + КИСЛОТА= СОЛЬ + Н 2 О (р. обмена)

4. Реагируют с основаниями – реакция нейтрализации

КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H 2 O (р. обмена)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется кислота, выпадающая в осадок или выделяется газ:

2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ­ ( р . обмена )

Видео "Взаимодействие кислот с солями"

6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании

(искл. H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 )

КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р. разложения)

Запомните! Неустойчивые кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду :

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:

СаS + 2HCl = H 2 S + Ca Cl 2

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Распределите химические формулы кислот в таблицу. Дайте им названия:

LiOH , Mn 2 O 7 , CaO , Na 3 PO 4 , H 2 S , MnO , Fe (OH ) 3 , Cr 2 O 3 ,HI , HClO 4 , HBr , CaCl 2 , Na 2 O , HCl , H 2 SO 4 , HNO 3 , HMnO 4 , Ca (OH ) 2 , SiO 2 , Кислоты

Бес-кисло-

родные

Кислород- содержащие

растворимые

нераст-воримые

одно-

основные

двух-основные

трёх-основные

№2. Составьте уравнения реакций:

Ca + HCl

Na + H 2 SO 4

Al + H 2 S

Ca + H 3 PO 4
Назовите продукты реакции.

№3. Составьте уравнения реакций, назовите продукты:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO 3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

№4. Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:

KOH + HNO 3

NaOH + H 2 SO 3

Ca(OH) 2 + H 2 S

Al(OH) 3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H 2 SO 4 + K 2 CO 3

HNO 3 + CaCO 3

Назовите продукты реакции.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1. "Формулы и названия кислот"

Тренажёр №2. " Установление соответствия: формула кислоты - формула оксида"

Техника безопасности - Оказание первой помощи при попадании кислот на кожу

Техника безопасности -

Кислоты – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода (способных замещаться атомами металла), связанных с кислотным остатком.

Общая характеристика

Кислоты классифицируются на бескислородные и кислородосодержащие, а также на органические и неорганические.

Рис. 1. Классификация кислот – бескислородные и кислородосодержащие.

Бескислородные кислоты – это растворы в воде таких бинарных соединений, как галогеноводороды или сероводород. В растворе полярная ковалентная связь между водородом и электроотрицательным элементом поляризуется под действием дипольных молекул воды, и молекулы распадаются на ионы. присутствие ионов водорода в веществе и позволяет называть водные растворы этих бинарных соединений кислотами.

Кислоты называют от названия бинарного соединения прибавлением окончания -ная. например, HF – фтороводородная кислота. Анион кислоты называют по названию элемента прибавлением окончания -ид, например, Cl – хлорид.

Кислородосодержащие кислоты (оксокислоты) – это кислотные гидроксиды, диссоциирующие по кислотному типу, то есть как протолиты. Общая формула их – Э(ОН)mOn, где Э – неметалл или металл с переменной валентностью в высшей степени окисления. при условии, когда n равно 0, то кислота слабая (H 2 BO 3 – борная), если n=1, то кислота либо слабая, либо средней силы (H 3 PO 4 -ортофосфорная), если n больше или равно 2, то кислота считается сильной (H 2 SO 4).

Рис. 2. Серная кислота.

Кислотным гидроксидам соответствуют кислотные оксиды или ангидриды кислот, например, серной кислоте соответствует серный ангидрид SO 3 .

Химические свойства кислот

Для кислот характерен ряд свойств, которые отличают их от солей и других химических элементов:

• Действие на индикаторы. Как протолиты кислоты диссоциируют с образованием ионов H+, которые изменяют окраску индикаторов: фиолетовый раствор лакмуса становится красным, а оранжевый раствор метилоранжа становится розовым. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем каждая последующая стадия идет труднее предыдущей, так как на второй и третьей ступенях диссоциируют все более слабые электролиты:

H 2 SO 4 =H+ +HSO 4 –

В зависимости от того, является ли кислота концентрированной или разбавленной зависит цвет индикатора. Так, например, при опускании лакмуса в концентрированную серную кислоту, индикатор становится красным, в разбавленной же серной кислоте цвет не изменится.

• Реакция нейтрализации , то есть взаимодействие кислот с основаниями, в результате чего происходит образование соли и воды, идет всегда, если хотя бы один из реагентов сильный (основание или кислота). Реакция не идет, если кислота слабая, основание нерастворимо. Например, не идет реакция:

H 2 SiO 3 (слабая, нерастворимая в воде кислота)+ Cu(OH) 2 – реакция не идет

Но в других случаях реакция нейтрализации с этими реагентами идет:

H 2 SiO 3 +2KOH (щелочь)=K 2 SiO 3 +2H 2 O

• Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

Fe 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Fe 2 (SO 4) 3 +3H 2 O

• Взаимодействие кислот с металлами , стоящими в ряду напряжений левее водорода, приводит к процессу, в результате которого образуется соль, и выделяется водород. Эта реакция идет легко, если кислота достаточно сильная.

Азотная кислота и концентрированная серная кислоты реагируют с металлами за счет восстановления не водорода, а центрального атома:

Mg+H 2 SO 4 +MgSO 4 +H 2

• Взаимодействие кислот с солями происходит, если в результате образуется слабая кислота. Если соль, реагирующая с кислотой, растворима в воде, то реакция пойдет также в том случае, если образуется нерастворимая соль:

Na 2 SiO 3 (растворимая соль слабой кислоты)+2HCl (сильная кислота)=H 2 SiO 3 (слабая нерастворимая кислота)+2NaCl (растворимая соль)

Многие кислоты находят применение в промышленности, например, уксусная кислота необходима для консервирования мясных и рыбных продуктов

7. Кислоты. Соли. Взаимосвязь между классами неорганических веществ

7.1. Кислоты

Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых в качестве положительно заряженных ионов образуются только катионы водорода H + (точнее - ионы гидроксония H 3 O +).

Другое определение: кислоты - это сложные вещества, состоящие из атома водорода и кислотных остатков (табл. 7.1).

Таблица 7.1

Формулы и названия некоторых кислот, кислотных остатков и солей

Формула кислоты	Название кислоты	Кислотный остаток (анион)	Название солей (средних)
HF	Фтористоводородная (плавиковая)	F −	Фториды
HCl	Хлористоводородная (соляная)	Cl −	Хлориды
HBr	Бромистоводородная	Br −	Бромиды
HI	Иодистоводородная	I −	Иодиды
H 2 S	Сероводородная	S 2−	Сульфиды
H 2 SO 3	Сернистая	SO 3 2 −	Сульфиты
H 2 SO 4	Серная	SO 4 2 −	Сульфаты
HNO 2	Азотистая	NO 2 −	Нитриты
HNO 3	Азотная	NO 3 −	Нитраты
H 2 SiO 3	Кремниевая	SiO 3 2 −	Силикаты
HPO 3	Метафосфорная	PO 3 −	Метафосфаты
H 3 PO 4	Ортофосфорная	PO 4 3 −	Ортофосфаты (фосфаты)
H 4 P 2 O 7	Пирофосфорная (двуфосфорная)	P 2 O 7 4 −	Пирофосфаты (дифосфаты)
HMnO 4	Марганцевая	MnO 4 −	Перманганаты
H 2 CrO 4	Хромовая	CrO 4 2 −	Хроматы
H 2 Cr 2 O 7	Дихромовая	Cr 2 O 7 2 −	Дихроматы (бихроматы)
H 2 SeO 4	Селеновая	SeO 4 2 −	Селенаты
H 3 BO 3	Борная	BO 3 3 −	Ортобораты
HClO	Хлорноватистая	ClO –	Гипохлориты
HClO 2	Хлористая	ClO 2 −	Хлориты
HClO 3	Хлорноватая	ClO 3 −	Хлораты
HClO 4	Хлорная	ClO 4 −	Перхлораты
H 2 CO 3	Угольная	CO 3 3 −	Карбонаты
CH 3 COOH	Уксусная	CH 3 COO −	Ацетаты
HCOOH	Муравьиная	HCOO −	Формиаты

При обычных условиях кислоты могут быть твердыми веществами (H 3 PO 4 , H 3 BO 3 , H 2 SiO 3) и жидкостями (HNO 3 , H 2 SO 4 , CH 3 COOH). Эти кислоты могут существовать как в индивидуальном (100%-ном виде), так и в виде разбавленных и концентрированных растворов. Например, как в индивидуальном виде, так и в растворах известны H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH.

Ряд кислот известны только в растворах. Это все галогеноводородные (HCl, HBr, HI), сероводородная H 2 S, циановодородная (синильная HCN), угольная H 2 CO 3 , сернистая H 2 SO 3 кислота, которые представляют собой растворы газов в воде. Например, соляная кислота - это смесь HCl и H 2 O, угольная - смесь CO 2 и H 2 O. Понятно, что употреблять выражение «раствор соляной кислоты» неправильно.

Большинство кислот растворимы в воде, нерастворима кремниевая кислота H 2 SiO 3 . Подавляющее число кислот имеют молекулярное строение. Примеры структурных формул кислот:

В большинстве молекул кислородсодержащих кислот все атомы водорода связаны с кислородом. Но есть и исключения:

Кислоты классифицируют по ряду признаков (табл. 7.2).

Таблица 7.2

Классификация кислот

Признак классификации	Тип кислоты	Примеры
Число ионов водорода, образующихся при полной диссоциации молекулы кислоты	Одноосновные	HCl, HNO 3 , CH 3 COOH
	Двухосновные	H 2 SO 4 , H 2 S, H 2 CO 3
	Трехосновные	H 3 PO 4 , H 3 AsO 4
Наличие или отсутствие в молекуле атома кислорода	Кислородсодержащие (кислотные гидроксиды, оксокислоты)	HNO 2 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 4
	Бескислородные	HF, H 2 S, HCN
Степень диссоциации (сила)	Сильные (полностью диссоциируют, сильные электролиты)	HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (разб), HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7
	Слабые (диссоциируют частично, слабые электролиты)	HF, HNO 2 , H 2 SO 3 , HCOOH, CH 3 COOH, H 2 SiO 3 , H 2 S, HCN, H 3 PO 4 , H 3 PO 3 , HClO, HClO 2 , H 2 CO 3 , H 3 BO 3 , H 2 SO 4 (конц)
Окислительные свойства	Окислители за счет ионов Н + (условно кислоты-неокислители)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (разб), H 3 PO 4 , CH 3 COOH
	Окислители за счет аниона (кислоты-окислители)	HNO 3 , HMnO 4 , H 2 SO 4 (конц), H 2 Cr 2 O 7
	Восстановители за счет аниона	HCl, HBr, HI, H 2 S (но не HF)
Термическая устойчивость	Существуют только в растворах	H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , HClO, HClO 2
	Легко разлагаются при нагревании	H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3
	Термически устойчивы	H 2 SO 4 (конц), H 3 PO 4

Все общие химические свойства кислот обусловлены наличием в их водных растворах избытка катионов водорода H + (H 3 O +).

1. Вследствие избытка ионов H + водные растворы кислот изменяют окраску лакмуса фиолетового и метилоранжа на красную, (фенолфталеин окраску не изменяет, остается бесцветным). В водном растворе слабой угольной кислоты лакмус не красный, а розовый, раствор над осадком очень слабой кремниевой кислоты вообще не изменяет окраску индикаторов.

2. Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и амфотерными гидроксидами, гидратом аммиака (см. гл. 6).

Пример 7.1. Для осуществления превращения BaO → BaSO 4 можно использовать: а) SO 2 ; б) H 2 SO 4 ; в) Na 2 SO 4 ; г) SO 3 .

Решение. Превращение можно осуществить, используя H 2 SO 4:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 с BaO не реагирует, а в реакции BaO с SO 2 образуется сульфит бария:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Ответ : 3).

3. Кислоты реагируют с аммиаком и его водными растворами с образованием солей аммония:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl - хлорид аммония;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - сульфат аммония.

4. Кислоты-неокислители с образованием соли и выделением водорода реагируют с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

H 2 SO 4 (разб) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

Взаимодействие кислот-окислителей (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц)) с металлами очень специфично и рассматривается при изучении химии элементов и их соединений.

5. Кислоты взаимодействуют с солями. Реакция имеет ряд особенностей:

а) в большинстве случаев при взаимодействии более сильной кислоты с солью более слабой кислоты образуется соль слабой кислоты и слабая кислота или, как говорят, более сильная кислота вытесняет более слабую. Ряд убывания силы кислот выглядит так:

Примеры протекающих реакций:

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2

H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓

2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2

3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4

Не взаимодействуют между собой, например, KCl и H 2 SO 4 (разб), NaNO 3 и H 2 SO 4 (разб), K 2 SO 4 и HCl (HNO 3 , HBr, HI), K 3 PO 4 и H 2 CO 3 , CH 3 COOK и H 2 CO 3 ;

б) в некоторых случаях более слабая кислота вытесняет из соли более сильную:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

3AgNO 3 (разб) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3 .

Такие реакции возможны тогда, когда осадки полученных солей не растворяются в образующихся разбавленных сильных кислотах (H 2 SO 4 и HNO 3);

в) в случае образования осадков, нерастворимых в сильных кислотах, возможно протекание реакции между сильной кислотой и солью, образованной другой сильной кислотой:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Пример 7.2. Укажите ряд, в котором приведены формулы веществ, которые реагируют с H 2 SO 4 (разб).

1) Zn, Al 2 O 3 , KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF;2) Cu(OH) 2 , K 2 CO 3 , Ag; 4) Na 2 SO 3 , Mg, Zn(OH) 2 .

Решение. С H 2 SO 4 (разб) взаимодействуют все вещества ряда 4):

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O

В ряду 1) неосуществима реакция с KCl (p-p), в ряду 2) - с Ag, в ряду 3) - с NaNO 3 (p-p).

Ответ : 4).

6. Очень специфически в реакциях с солями ведет себя концентрированная серная кислота. Это нелетучая и термически устойчивая кислота, поэтому из твердых (!) солей вытесняет все сильные кислоты, так как они более летучие, чем H 2 SO 4 (конц):

KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) KHSO 4 + HCl

2KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) K 2 SO 4 + 2HCl

Соли, образованные сильными кислотами (HBr, HI, HCl, HNO 3 , HClO 4), реагируют только с концентрированной серной кислотой и только находясь в твердом состоянии

Пример 7.3. Концентрированная серная кислота, в отличие от разбавленной, реагирует:

3) KNO 3 (тв);

Решение. С KF, Na 2 CO 3 и Na 3 PO 4 реагируют обе кислоты, а с KNO 3 (тв) - только H 2 SO 4 (конц).

Ответ : 3).

Способы получения кислот весьма разнообразны.

Бескислородные кислоты получают:

• растворением в воде соответствующих газов:

HCl (г) + H 2 O (ж) → HCl (p-p)

H 2 S (г) + H 2 O (ж) → H 2 S (р-р)

• из солей вытеснением более сильными или менее летучими кислотами:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) = KHSO 4 + HCl

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3

Кислородсодержащие кислоты получают:

• растворением соответствующих кислотных оксидов в воде, при этом степень окисления кислотообразующего элемента в оксиде и кислоте остается одинаковой (исключение - NO 2):

N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4

• окислением неметаллов кислотами-окислителями:

S + 6HNO 3 (конц) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

• вытеснением сильной кислоты из соли другой сильной кислоты (если выпадает нерастворимый в образующихся кислотах осадок):

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (разб) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• вытеснением летучей кислоты из ее солей менее летучей кислотой.

С этой целью чаще всего используют нелетучую термически устойчивую концентрированную серную кислоту:

NaNO 3 (тв) + H 2 SO 4 (конц) NaHSO 4 + HNO 3

KClO 4 (тв) + H 2 SO 4 (конц) KHSO 4 + HClO 4

• вытеснением более слабой кислоты из ее солей более сильной кислотой:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4

NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2

K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓

	Названия
	Метаалюминиевая	Метаалюминат
	Метамышьяковая	Метаарсенат
	Ортомышьяковая	Ортоарсенат
	Метамышьяковистая	Метаарсенит
	Ортомышьяковистая	Ортоарсенит
	Метаборная	Метаборат
	Ортоборная	Ортоборат
	Четырехборная	Тетраборат
	Бромоводород
	Бромноватистая	Гипобромит
	Бромноватая
	Муравьиная
	Уксусная
	Циановодород
	Угольная	Карбонат
	Щавелевая
	Хлороводород
	Хлорноватистая	Гипохлорит
	Хлористая
	Хлорноватая
		Перхлорат
	Метахромистая	Метахромит
	Хромовая
	Двухромовая	Дихромат
	Иодоводород
	Иодноватистая	Гипоиодит
	Иодноватая
		Периодат
	Марганцовая	Перманганат
	Марганцовистая	Манганат
	Молибденовая	Молибдат
	Азидоводород (азотистоводородная)
	Азотистая
	Метафосфорная	Метафосфат
	Ортофосфорная	Ортофосфат
	Двуфосфорная(пирофосфорная)	Дифосфат (пирофосфат)
	Фосфористая
	Фосфорноватистая	Гипофосфит
	Сероводород
	Родановодород
	Сернистая
	Тиосерная	Тиосульфат
	Двусерная (пиросерная)	Дисульфат (пиросульфат)
	Пероксодвусерная (надсерная)	Пероксодисульфат (персульфат)
	Селеноводород
	Селенистая
	Селеновая
	Кремниевая
	Ванадиевая
	Вольфрамовая	вольфрамат

Соли – вещества, которые можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов или группой атомов.Различают 5 типов солей: средние (нормальные), кислые, основные, двойные, комплексные, отличающиеся характером образующихся при диссоциации ионов.

1.Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты. Состав соли: катион – ион металла, анион – ион кислотного остатка.Nа 2 СО 3 - карбонат натрия

Na 3 РО 4 - фосфат натрия

Nа 3 РО 4 = 3Nа + + РО 4 3-

катион анион

2.Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты. В состав аниона входят атомы водорода.

NаН 2 РО 4 =Nа + + Н 2 РО 4 -

Дигидрофосфат катион анион

Кислые соли дают только многоосновные кислоты, при недостаточном количестве взятого основания.

Н 2 SO 4 +NaOH=NaHSO 4 +H 2 O

гидросульфат

При добавлении избытка щелочи кислая соль может быть переведена в среднюю

NaHSO 4 +NaOH=Na 2 SO 4 +H 2 O

3.Основные соли – продукты неполного замещения гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток. В состав катиона входит гидроксогруппа.

CuOHCl=CuOH + +Cl -

гидроксохлорид катион анион

Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями

(основаниями, содержащими несколько гидроксильных групп), при взаимодействии их с кислотами.

Cu(OH) 2 +HCl=CuOHCl+H 2 O

Перевести основную соль в среднюю можно, действуя на нее кислотой:

CuOHCl+HCl=CuCl 2 +H 2 O

4.Двойные соли – в их состав входят катионы нескольких металлов и анионы одной кислоты

KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

сульфат калия-алюминия

Характерными свойствами всех рассмотренных типов солей являются: реакции обмена с кислотами, щелочами и друг с другом.

Для наименования солей пользуются русской и международной номенклатурой.

Русское наименование соли составляется из названия кислоты и названия металла: СаСО 3 – углекислый кальций.

Для кислых солей вводится добавка «кислый»: Са(НСО 3) 2 – кислый углекислый кальций. Для названия основных солей добавка «основная»: (СuOH) 2 SO 4 – основная сернокислая медь.

Наибольшее распространение получила международная номенклатура. Название соли по этой номенклатуре состоит из названия аниона и названия катиона: KNO 3 – нитрат калия. Если металл имеет разную валентность в соединении, то ее указывают в скобках:FeSO 4 –сульфат железа (Ш).

Для солей кислородосодержащих кислот в названии вводят суффикс «ат», если кислотообразующий элемент проявляет высшую валентность: KNO 3 – нитрат калия; суффикс «ит», если кислотообразующий элемент проявляет низшую валентность:KNO 2 – нитрит калия. В тех случаях, когда кислотообразующий элемент образует кислоты более чем в двух валентных состояниях, всегда применяют суффикс «ат». При этом если он проявляет высшую валентность, добавляют префикс «пер». Например:KClO 4 – перхлорат калия. Если кислотообразующий элемент образует низшую валентность, применяют суффикс «ит», с добавлением префикса «гипо». Например:KClO– гипохлорит калия. Для солей, образованных кислотами, содержащими разное количество воды, добавляются префиксы «мета» и «орто». Например:NaPO 3 – метафосфат натрия (соль метафосфорной кислоты),Na 3 PO 4 – ортофосфат натрия (соль ортофосфорной кислоты). В названии кислой соли вводят приставку «гидро». Например:Na 2 HPO 4 – гидрофосфат натрия (если в анионе один атом водорода) и приставку «гидро» с греческим числительным (если атомов водорода больше одного) –NaH 2 PO 4 – дигидрофосфат натрия. В названия основных солей вводится приставка «гидроксо». Например:FeOHCl– хлорид гидроксожелеза (П).

5.Комплексные соли – соединения, образующие при диссоциации комплексные ионы (заряженные комплексы). При записи комплексные ионы принято заключать в квадратные скобки. Например:

Ag(NH 3) 2  Cl = Ag(NH 3) 2  + + Cl -

K 2 PtCl 6  = 2K + + PtCl 6  2-

Cогласно представлениям, предложенным А.Вернером, в комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Так, например, в рассмотренных комплексных соединениях внутреннюю сферу составляют комплексные ионыAg(NH 3) 2  + иPtCl 6  2- , а внешнюю сферу соответственноCl - и К + . Центральный атом или ион внутренней сферы называется комплексообразователем. В предложенных соединениях этоAg +1 иPt +4 . Координированные вокруг комплексообразователя молекулы или ионы противоположного знака – лиганды. В рассматриваемых соединениях это 2NH 3 0 и 6Cl - . Число лигандов комплексного иона определяет его координационное число. В предложенных соединениях оно соответственно равно 2 и 6.

По знаку электрического заряда различают комплексы

1.Катионные (координация вокруг положительного иона нейтральных молекул):

Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2 -1 ; Al +3 (H 2 O 0) 6  Cl 3 -1

2.Анионные (координация вокруг комплексообразователя в положительной степени окисления лиганд, имеющих отрицательную степень окисления):

K 2 +1 Be +2 F 4 -1 ; К 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6 

3.Нейтральные комплексы – комплексные соединения без внешней сферыPt + (NH 3 0) 2 Cl 2 -  0 . В отличие от соединений с анионными и катионными комплексами, нейтральные комплексы не являются электролитами.

Диссоциация комплексных соединений на внутреннюю и внешнюю сферы называетсяпервичной . Протекает она почти нацело по типу сильных электролитов.

Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4  +2 + 2Cl ─

К 3 Fe(CN) 6 → 3 К + +Fe(CN) 6  3 ─

Комплексный ион (заряженный комплекс) в комплексном соединении образует внутреннюю координационную сферу, остальные ионы составляют внешнюю сферу.

В комплексном соединении K 3 комплексный ион 3- , состоящий из комплексообразователя – ионаFe 3+ и лигандов – ионовCN ─ , является внутренней сферой соединения, а ионы К + образуют внешнюю сферу.

Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса связаны комплексообразователем значительно прочнее и их отщепление при диссоциации проходит лишь в незначительной степени. Обратимая диссоциация внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной .

Fe(CN) 6  3 ─ Fe 3+ + 6CN ─

Вторичная диссоциация комплекса протекает по типу слабых электролитов. Алгебраическая сумма зарядов частиц, образующихся при диссоциации комплексного иона, равна заряду комплекса.

Названия комплексных соединений, так же как и названия обычных веществ, образуются из русских названий катионов и латинских названий анионов; так же как и в обычных веществах, в комплексных соединениях первым называется анион. Если анион является комплексным, его название образуется из названия лигандов с окончанием “о” (Сl - - хлоро, ОН - - гидроксо и т.п.) и латинского названия комплексообразователя с суффиксом “ат”; число лигандов как обычно указывается соответствующим числительным. Если комплексообразователь является элементом, способным проявлять переменную степень окисления, численное значение степени окисления, как и в названиях обычных соединений, указывается римской цифрой в круглых скобках

Пример:Названия комплексных соединений с комплексным анионом.

K 3 – гексацианоферрат (III) калия

Комплексные катионы в подавляющем большинстве случаев в качестве лигандов содержат нейтральные молекулы воды Н 2 О, называемые “аква”, или аммиакаNH 3 , называемые “аммин”. В первом случае комплексные катионы называются аквакомплексами, во втором – аммиакатами. Название комплексного катиона состоит из названия лигандов с указанием их количества и русского названия комплексообразователя с обозначенным значением его степени окисления, если это необходимо.

Пример: Названия комплексных соединений с комплексным катионом.

Cl 2 – хлорид тетрамминцинка

Комплексы, несмотря на их устойчивость, могут разрушаться в реакциях, при которых происходит связывание лигандов в ещё более устойчивые слабодиссоциирущие соединения.

Пример: Разрушение гидроксокомплекса кислотой вследствие образования слабодиссоциируюших молекул Н 2 О.

K 2 + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + ZnSO 4 + 2H 2 O.

Название комплексного соединения начинают с указания состава внутренней сферы, потом называют центральный атом и степень его окисления.

Во внутренней сфере сначала называют анионы, прибавляя к латинскому названию окончание «о».

F -1 – фторо Сl - - хлороCN - - цианоSO 2 -2 –сульфито

ОН - - гидроксоNO 2 - - нитрито и т.д.

Затем называют нейтральные лиганды:

NH 3 – аммин Н 2 О – аква

Число лигандов отмечают греческими числительными:

I– моно (как правило не указывается), 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 –гекса. Далее переходят к названию центральатома (комплексообразователя). При этом учитывают следующее:

Если комплексообразователь входит в состав катиона, то используют русское название элемента и в скобках указывают римскими цифрами степень его окисления;

Если комплексообразователь входит в состав аниона, то употребляют латинское название элемента, перед ним указывают степень его окисления, а в конце прибавляют окончание – «ат».

После обозначения внутренней сферы указывают катионы или анионы, находящиеся во внешней сфере.

При образовании названия комплексного соединения надо помнить, что лиганды, входящие в его состав могут быть смешанными: электронейтральные молекулы и заряженные ионы; или заряженные ионы разных видов.

Ag +1 NH 3  2 Cl– хлорид диамин-серебра (I)

K 3 Fe +3 CN 6 - гексациано (Ш) феррат калия

NH 4  2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – дигидроксотетрахлоро (IV) платинат аммония

Pt +2 NH 3  2 Cl 2 -1  о - диамминодихлорид-платина х)

Х) в нейтральных комплексах название комплексообразователя даётся в именительном падеже

Называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты.

По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - азотная HNO 3 , серная H 2 SO 4 , и соляная HCl .

По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты ( HNO 3 , H 3 PO 4 и т.п.) и бескислородные кислоты ( HCl , H 2 S , HCN и т.п.).

По основности , т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, кислоты подразделяются на одноосновные (например, HNO 3 , HCl ), двухосновные (H 2 S , H 2 SO 4 ), трехосновные (H 3 PO 4 ) и т. д.

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания -водородная: HCl - хлороводородная кислота, H 2 S е - селеноводородная кислота, HCN - циановодородная кислота.

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления , оканчивается на «ная» или «овая», например, H 2 SO 4 - серная кислота, HClO 4 - хлорная кислота, H 3 AsO 4 - мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «оватая» ( HClO 3 - хлорноватая кислота), «истая» ( HClO 2 - хлористая кислота), «оватистая» ( H О Cl - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, получает окончание «истая» ( HNO 3 - азотная кислота, HNO 2 - азотистая кислота).

Таблица - Важнейшие кислоты и их соли

Кислота		Названия соответствующих нормальных солей
Название	Формула
Азотная	HNO 3	Нитраты
Азотистая	HNO 2	Нитриты
Борная (ортоборная)	H 3 BO 3	Бораты (ортобораты)
Бромоводородная		Бромиды
Иодоводородная		Иодиды
Кремниевая	H 2 SiO 3	Силикаты
Марганцовая	HMnO 4	Перманганаты
Метафосфорная	HPO 3	Метафосфаты
Мышьяковая	H 3 AsO 4	Арсенаты
Мышьяковистая	H 3 AsO 3	Арсениты
Ортофосфорная	H 3 PO 4	Ортофосфаты (фосфаты)
Дифосфорная (пирофосфорная)	H 4 P 2 O 7	Дифосфаты (пирофосфаты)
Дихромовая	H 2 Cr 2 O 7	Дихроматы
Серная	H 2 SO 4	Сульфаты
Сернистая	H 2 SO 3	Сульфиты
Угольная	H 2 CO 3	Карбонаты
Фосфористая	H 3 PO 3	Фосфиты
Фтороводородная (плавиковая)		Фториды
Хлороводородная (соляная)		Хлориды
Хлорная	HClO 4	Перхлораты
Хлорноватая	HClO 3	Хлораты
Хлорноватистая	HClO	Гипохлориты
Хромовая	H 2 CrO 4	Хроматы
Циановодородная (синильная)		Цианиды

Получение кислот

1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при непосредственном соединении кислотных оксидов с водой:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 ,

P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3 .

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4 ,

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO .

Химические свойства кислот

1. Наиболее характерное химическое свойство кислот - их способность реагировать с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например:

H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,

2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O .

2. Способность взаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с выделением водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ,

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 .

3. С солями, если образуется малорастворимая соль или летучее вещество:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ,

2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2 + 2H 2 O.

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем легкость диссоциации по каждой из ступеней падает, поэтому для многоосновных кислот вместо средних солей часто образуются кислые (в случае избытка реагирующей кислоты):

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S ,

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.

4. Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски, что издавна используется для качественного обнаружения кислот в растворах. Так, лакмус изменяет цвет в кислой среде на красный.

5. При нагревании кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксид и воду (лучше в присутствии водоотнимающего P 2 O 5 ):

H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3 ,

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2 .

М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

← Вернуться