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 ↓
| Формула кислоты | Название кислоты | Название соли | Соответствующий оксид |
| HCl | Соляная | Хлориды | ---- |
| HI | Йодоводородная | Иодиды | ---- |
| HBr | Бромоводородная | Бромиды | ---- |
| HF | Плавиковая | Фториды | ---- |
| HNO 3 | Азотная | Нитраты | N 2 O 5 |
| H 2 SO 4 | Серная | Сульфаты | SO 3 |
| H 2 SO 3 | Сернистая | Сульфиты | SO 2 |
| H 2 S | Сероводородная | Сульфиды | ---- |
| H 2 CO 3 | Угольная | Карбонаты | CO 2 |
| H 2 SiO 3 | Кремниевая | Силикаты | SiO 2 |
| HNO 2 | Азотистая | Нитриты | N 2 O 3 |
| H 3 PO 4 | Фосфорная | Фосфаты | P 2 O 5 |
| H 3 PO 3 | Фосфористая | Фосфиты | P 2 O 3 |
| H 2 CrO 4 | Хромовая | Хроматы | CrO 3 |
| H 2 Cr 2 O 7 | Двухромовая | Бихроматы | CrO 3 |
| HMnO 4 | Марганцовая | Перманганаты | Mn 2 O 7 |
| HClO 4 | Хлорная | Перхлораты | Cl 2 O 7 |
Кислоты в лаборатории можно получить:
1) при растворении кислотных оксидов в воде:
N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3 ;
CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 ;
2) при взаимодействии солей с сильными кислотами:
Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ¯ + 2NaCl;
Pb(NO 3) 2 + 2HCl → PbCl 2 ¯ + 2HNO 3 .
Кислоты взаимодействуют с металлами, основаниями, основными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и солями:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Cu + 4HNO 3 (концентр.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 ¯ + 2H 2 O;
2HBr + MgO → MgBr 2 + H 2 O;
6HI + Al 2 O 3 → 2AlBr 3 + 3H 2 O;
H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 → ZnSO 4 + 2H 2 O;
AgNO 3 + HCl → AgCl¯ + HNO 3 .
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, SO 2 или NO 2 .
Солью называют продукт замещения водорода в кислоте на металл.
Все соли делятся на:
средние – NaCl, K 2 CO 3 , KMnO 4 , Ca 3 (PO 4) 2 и др.;
кислые – NaHCO 3 , KH 2 PO 4 ;
основные – CuOHCl, Fe(OH) 2 NO 3 .
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 + H 2 O;
2) кислоты и основного оксида:
H 2 SO 4 + CaO → CaSO 4 ¯ + H 2 O;
3) кислотного оксида и основания:
SO 2 + 2KOH → K 2 SO 3 + H 2 O;
4) кислотного и основного оксидов:
MgO + CO 2 → MgCO 3 ;
5) металла с кислотой:
Fe + 6HNO 3 (концентр.) → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O;
6) двух солей:
AgNO 3 + KCl → AgCl¯ + KNO 3 ;
7) соли и кислоты:
Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 SiO 3 ¯;
8) соли и щелочи:
CuSO 4 + 2CsOH → Cu(OH) 2 ¯ + Cs 2 SO 4 .
Кислые соли получают:
1) при нейтрализации многоосновных кислот щелочью в избытке кислоты:
H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O;
2) при взаимодействии средних солей с кислотами:
СaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca(HCO 3) 2 ;
3) при гидролизе солей, образованных слабой кислотой:
Na 2 S + H 2 O → NaHS + NaOH.
Основные соли получают:
1) при реакции между основанием многовалентного металла и кислотой в избытке основания:
Cu(OH) 2 + HCl → CuOHCl + H 2 O;
2) при взаимодействии средних солей со щелочами:
СuCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl;
3) при гидролизе средних солей, образованных слабыми основаниями:
AlCl 3 +H 2 O → AlOHCl 2 + HCl.
Соли могут взаимодействовать с кислотами, щелочами, другими солями, с водой (реакция гидролиза):
2H 3 PO 4 + 3Ca(NO 3) 2 → Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 6HNO 3 ;
FeCl 3 + 3NaOH → Fe(OH) 3 ¯ + 3NaCl;
Na 2 S + NiCl 2 → NiS¯ + 2NaCl.
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:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Для солей также характерны реакции разложения:
BaCO 3 → BaO + CO 2 ;
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 .
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.
Кислоты - электролиты, при диссоциации которых из положительных ионов образуются только ионы H + :
HNO 3 ↔ H + + NO 3 — ;
CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .
Все кислоты классифицируют на неорганические и органические (карбоновые), которые также имеют свои собственные (внутренние) классификации.
При нормальных условияхзначительное количество неорганических кислот существуют в жидком состоянии, некоторые - в твёрдом состоянии (H 3 PO 4 , H 3 BO 3).
Органические кислоты с числом атомов углерода до 3 представляют собой легкоподвижные бесцветные жидкости с характерным резким запахом; кислоты с 4-9 атомами углерода — маслянистые жидкости с неприятным запахом, а кислоты с большим количеством атомов углерода— твёрдые вещества, нерастворимые в воде.
Химические формулы кислот
Химические формулы кислот рассмотрим на примере нескольких представителей (как неорганических, так и органических): хлороводородной кислоте -HCl, серной кислоте - H 2 SO 4 , фосфорной кислоте — H 3 PO 4 , уксусной кислоте - CH 3 COOH и бензойной кислоте - C 6 H 5 COOH. Химическая формула показывает качественный и количественный состав молекулы (сколько и каких атомов входит в конкретное соединение) По химической формуле можно вычислить молекулярную массу кислот (Ar(H) = 1 а.е.м., Ar(Cl) = 35,5 а.е.м., Ar(P) = 31 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м., Ar(S) = 32 а.е.м., Ar(C) = 12 а.е.м.):
Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);
Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.
Mr(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);
Mr(H 2 SO 4) = 2×1 + 32 + 4×16 = 2 + 32 + 64 = 98.
Mr(H 3 PO 4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);
Mr(H 3 PO 4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.
Mr(CH 3 COOH) = 3×Ar(С) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);
Mr(CH 3 COOH) = 3×12 + 4×1 + 2×16 = 36 + 4 + 32 = 72.
Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);
Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×12 + 6×1 + 2×16 = 84 + 6 + 32 = 122.
Структурные (графические) формулы кислот
Структурная (графическая) формула вещества является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы. Укажем структурные формулы каждого из вышеуказанных соединений:
Рис. 1. Структурная формула хлороводородной кислоты.
Рис. 2. Структурная формула серной кислоты.
Рис. 3. Структурная формула фосфорной кислоты.
Рис. 4. Структурная формула уксусной кислоты.
Рис. 5. Структурная формула бензойной кислоты.
Ионные формулы
Все неорганические кислоты являются электролитами, т.е. способны диссоциировать в водном растворе на ионы:
HCl ↔ H + + Cl — ;
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2- ;
H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | При полном сгорании 6 г органического вещества образовалось 8,8 г оксида углерода (IV) и 3,6 г воды. Определите молекулярную формулу сожженного вещества, если известно, что его молярная масса равна 180 г/моль. |
| Решение | Составим схему реакции сгорания органического соединения обозначив количество атомов углерода, водорода и кислорода за «x», «у»и «z» соответственно:
C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Определим массы элементов, входящих в состав этого вещества. Значения относительных атомных масс, взятые из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел: Ar(C) = 12 а.е.м., Ar(H) = 1 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H); Рассчитаем молярные массы углекислого газа и воды. Как известно, молярная масса молекулы равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы (M = Mr): M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 г/моль; M(H 2 O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 г/моль. m(C) = ×12 = 2,4 г; m(H) = 2×3,6 / 18 ×1= 0,4 г. m(O) = m(C x H y O z) - m(C) - m(H) = 6 - 2,4 - 0,4 = 3,2 г. Определим химическую формулу соединения: x:y:z = m(C)/Ar(C) : m(H)/Ar(H) : m(O)/Ar(O); x:y:z= 2,4/12:0,4/1:3,2/16; x:y:z= 0,2: 0,4: 0,2 = 1: 2: 1. Значит простейшая формула соединения CH 2 Oи молярную массу 30 г/моль . Чтобы найти истинную формулу органического соединения найдем отношение истинной и полученной молярных масс: M substance / M(CH 2 O) = 180 / 30 = 6. Значит индексы атомов углерода, водорода и кислорода должны быть в 6 раз выше, т.е. формула вещества будет иметь вид C 6 H 12 O 6 . Это глюкоза или фруктоза. |
| Ответ | C 6 H 12 O 6 |
ПРИМЕР 2
| Задание | Выведите простейшую формулу соединения, в котором массовая доля фосфора составляет 43,66%, а массовая доля кислорода - 56,34%. |
| Решение | Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Обозначим число атомов фосфора в молекуле через «х», а число атомов кислорода через «у» Найдем соответствующие относительные атомные массы элементов фосфора и кислорода (значения относительных атомных масс, взятые из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел). Ar(P) = 31; Ar(O) = 16. Процентное содержание элементов разделим на соответствующие относительные атомные массы. Таким образом мы найдем соотношения между числом атомов в молекуле соединения: x:y = ω(P)/Ar(P) : ω (O)/Ar(O); x:y = 43,66/31: 56,34/16; x:y: = 1,4: 3,5 = 1: 2,5 = 2: 5. Значит простейшая формула соединения фосфора и кислорода имеет вид P 2 O 5 . Это оксид фосфора (V). |
| Ответ | P 2 O 5 |
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.
Итак, все наглядно видно. В данной таблице представлены самые известные в химической промышленности кислоты. Таблица поможет намного быстрее запомнить названия и формулы.
Сероводородная кислота
H 2 S - 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.
H 2 S 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 H 2 S, то это может привести к судорогам, коме или даже мгновенной смерти.
Серная кислота
H 2 SO 4 - 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. H 2 SO 4 действует как окислитель на очень многие металлы, а также основные оксиды.
H 2 SO 4 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, H 2 SO 4 , HBr, HNO 3 . HNO 3 - 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 HNO 3 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 намного слабее азотной, у нее совершенно другие свойства и действие на организм человека.
HNO 2 нашла широкое применение в химической промышленности.
Плавиковая кислота
Плавиковая кислота (или фтороводород) - это раствор H 2 O 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 (H 3 PO 4) - это по своим свойствам слабая кислота. Но даже слабые кислоты могут иметь свойства сильных. Например, H 3 PO 4 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, H 3 PO 4 не является исключением. Например, эта кислота также вызывает сильные химические ожоги, кровотечения из носа, а также крошение зубов.
Угольная кислота
H 2 CO 3 - слабая кислота. Ее получают при растворении CO 2 (углекислый газ) в H 2 O (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 (то есть состоят из нескольких элементов таблицы Менделеева), при этом обязательно включают в свой состав H (водород). Далее мы рассмотрим которые являются общими:
- Все кислородсодержащие кислоты (в формуле которых присутствует O) при разложении образуют воду, а также А бескислородные при этом разлагаются на простые вещества (например, 2HF разлагается на F 2 и H 2).
- Кислоты-окислители взаимодействуют со всеми металлами в ряду активности металлов (только с теми, которые расположены слева от H).
- 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: C 2 H 2 0 4 и H 3 BO 3 .
Концентрация
Концентрацией называют величину, которая определяет количественный состав любого раствора. Например, химикам часто необходимо определить то, сколько в разбавленной кислоте H 2 SO 4 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.
Классификация всех кислот по количеству атомов H в их химической формуле
Одной из самых популярных классификаций является разделение всех кислот на одноосновные, двухосновные и, соответственно, трехосновные кислоты. Примеры одноосновных кислот: HNO 3 (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: H 2 SO 4 (серная), H 2 S (сероводородная), H 2 CO 3 (угольная) и другие. Трехосновные: H 3 PO 4 (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 a H 2 S - 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-:
- H 2 SO 4 - серная (число атомов - 4);
- H 2 SiO 3 - кремниевая (число атомов - 3).
Если же в веществе меньше трех атомов кислорода или три, то в названии используется суффикс -ист-:
- HNO 2 - азотистая;
- H 2 SO 3 - 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 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.
