Tabla de ácidos minerales. Nombres y fórmulas de los ácidos y sales más importantes.

Son sustancias que se disocian en soluciones para formar iones de hidrógeno.

Los ácidos se clasifican por su fuerza, su basicidad y la presencia o ausencia de oxígeno en el ácido.

Por fuerzaLos ácidos se dividen en fuertes y débiles. Los ácidos fuertes más importantes son el nítrico. HNO 3, H2SO4 sulfúrico y HCl clorhídrico.

Según la presencia de oxígeno. distinguir entre ácidos que contienen oxígeno ( HNO3, H3PO4 etc.) y ácidos libres de oxígeno ( HCl, H2S, HCN, etc.).

Por basicidad, es decir. Según la cantidad de átomos de hidrógeno en una molécula de ácido que pueden ser reemplazados por átomos de metal para formar una sal, los ácidos se dividen en monobásicos (por ejemplo, HNO 3, HCl), dibásico (H 2 S, H 2 SO 4), tribásico (H 3 PO 4), etc.

Los nombres de los ácidos libres de oxígeno se derivan del nombre del no metal con la adición de la terminación -hidrógeno: HCl - ácido clorhídrico, H2S e - ácido hidroselénico, HCN - ácido cianhídrico.

Los nombres de los ácidos que contienen oxígeno también se forman a partir del nombre ruso del elemento correspondiente con la adición de la palabra "ácido". En este caso, el nombre del ácido en el que el elemento se encuentra en mayor estado de oxidación termina en “naya” u “óvulos”, por ejemplo, H2SO4 - ácido sulfúrico, HClO4 - ácido perclórico, H3AsO4 - ácido arsénico. Con una disminución en el grado de oxidación del elemento formador de ácido, las terminaciones cambian en la siguiente secuencia: "ovada" ( HClO3 - ácido perclórico), “sólido” ( HClO2 - ácido cloroso), “ovado” ( HO Cl - ácido hipocloroso). Si un elemento forma ácidos estando sólo en dos estados de oxidación, entonces el nombre del ácido correspondiente al estado de oxidación más bajo del elemento recibe la terminación “iste” ( HNO3 - Ácido nítrico, HNO2 - ácido nitroso).

Tabla - Los ácidos más importantes y sus sales.

Obtención de ácidos

1. Los ácidos libres de oxígeno se pueden obtener mediante combinación directa de no metales con hidrógeno:

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Los ácidos que contienen oxígeno a menudo se pueden obtener combinando directamente óxidos de ácido con agua:

así 3 + H 2 O = H 2 así 4,

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

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

3. Tanto los ácidos oxigenados como los que contienen oxígeno se pueden obtener mediante reacciones de intercambio entre sales y otros ácidos:

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. En algunos casos, se pueden utilizar reacciones redox para producir ácidos:

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

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

Propiedades químicas de los ácidos.

1. La propiedad química más característica de los ácidos es su capacidad para reaccionar con bases (así como con óxidos básicos y anfóteros) para formar sales, por ejemplo:

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. La capacidad de interactuar con algunos metales en la serie de voltaje hasta el hidrógeno, con liberación de hidrógeno:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

3. Con las sales, si se forma una sal o sustancia volátil poco soluble:

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.

Tenga en cuenta que los ácidos polibásicos se disocian paso a paso y la facilidad de disociación en cada paso disminuye, por lo tanto, para los ácidos polibásicos, en lugar de sales medias, a menudo se forman sales ácidas (en el caso de un exceso del ácido que reacciona):

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. Un caso especial de interacción ácido-base es la reacción de ácidos con indicadores, lo que provoca un cambio de color, que se ha utilizado durante mucho tiempo para la detección cualitativa de ácidos en soluciones. Entonces, el tornasol cambia de color en un ambiente ácido a rojo.

5. Cuando se calientan, los ácidos que contienen oxígeno se descomponen en óxido y agua (preferiblemente en presencia de un agente eliminador de agua). P2O5):

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

H2SiO3 = H2O + SiO2.

M.V. Andriukhova, L.N. Borodino

Ácidos Son sustancias complejas cuyas moléculas incluyen átomos de hidrógeno que pueden reemplazarse o intercambiarse por átomos de metal y un residuo ácido.

Según la presencia o ausencia de oxígeno en la molécula, los ácidos se dividen en que contienen oxígeno.(H 2 SO 4 ácido sulfúrico, H 2 SO 3 ácido sulfuroso, HNO 3 ácido nítrico, H 3 PO 4 ácido fosfórico, H 2 CO 3 ácido carbónico, H 2 SiO 3 ácido silícico) y libre de oxigeno(Ácido fluorhídrico HF, ácido clorhídrico HCl (ácido clorhídrico), ácido bromhídrico HBr, ácido yodhídrico HI, ácido hidrosulfuro H 2 S).

Dependiendo del número de átomos de hidrógeno en la molécula de ácido, los ácidos son monobásicos (con 1 átomo de H), dibásicos (con 2 átomos de H) y tribásicos (con 3 átomos de H). Por ejemplo, el ácido nítrico HNO 3 es monobásico, ya que su molécula contiene un átomo de hidrógeno, el ácido sulfúrico H 2 SO 4 – dibásico, etc.

Hay muy pocos compuestos inorgánicos que contengan cuatro átomos de hidrógeno y que puedan ser reemplazados por un metal.

La parte de una molécula de ácido sin hidrógeno se llama residuo ácido.

Residuos ácidos pueden consistir en un átomo (-Cl, -Br, -I) - estos son residuos ácidos simples, o pueden consistir en un grupo de átomos (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - estos son residuos complejos.

En soluciones acuosas, durante las reacciones de intercambio y sustitución, los residuos ácidos no se destruyen:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

La palabra anhídrido significa anhidro, es decir, un ácido sin agua. Por ejemplo,

H2SO4 – H2O → SO3. Los ácidos anóxicos no tienen anhídridos.

Los ácidos reciben su nombre del nombre del elemento formador de ácido (agente formador de ácido) con la adición de las terminaciones "naya" y con menos frecuencia "vaya": H 2 SO 4 - sulfúrico; H 2 SO 3 – carbón; H 2 SiO 3 – silicio, etc.

El elemento puede formar varios ácidos oxigenados. En este caso, las terminaciones indicadas en los nombres de los ácidos serán cuando el elemento exhiba una valencia más alta (la molécula de ácido contiene un alto contenido de átomos de oxígeno). Si el elemento tiene una valencia más baja, la terminación del nombre del ácido será "vacía": HNO 3 - nítrico, HNO 2 - nitrogenado.

Los ácidos se pueden obtener disolviendo anhídridos en agua. Si los anhídridos son insolubles en agua, el ácido se puede obtener mediante la acción de otro ácido más fuerte sobre la sal del ácido requerido. Este método es típico tanto para oxígeno como para ácidos libres de oxígeno. Los ácidos libres de oxígeno también se obtienen mediante síntesis directa a partir de hidrógeno y un no metal, seguida de disolución del compuesto resultante en agua:

H2 + Cl2 → 2HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Las soluciones de las sustancias gaseosas resultantes HCl y H 2 S son ácidos.

En condiciones normales, los ácidos existen tanto en estado líquido como sólido.

Propiedades químicas de los ácidos.

Las soluciones ácidas actúan sobre los indicadores. Todos los ácidos (excepto el silícico) son muy solubles en agua. Sustancias especiales: los indicadores le permiten determinar la presencia de ácido.

Los indicadores son sustancias de estructura compleja. Cambian de color dependiendo de su interacción con diferentes químicos. En soluciones neutras tienen un color, en soluciones de bases tienen otro color. Al interactuar con un ácido, cambian de color: el indicador de naranja de metilo se vuelve rojo y el indicador de tornasol también se vuelve rojo.

Interactuar con bases con la formación de agua y sal, que contiene un residuo ácido inalterado (reacción de neutralización):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O.

Interactuar con óxidos base. con la formación de agua y sal (reacción de neutralización). La sal contiene el residuo ácido del ácido que se usó en la reacción de neutralización:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interactuar con metales. Para que los ácidos interactúen con los metales, se deben cumplir ciertas condiciones:

1. El metal debe ser suficientemente activo con respecto a los ácidos (en la serie de actividad de los metales debe ubicarse antes que el hidrógeno). Cuanto más a la izquierda está un metal en la serie de actividad, más intensamente interactúa con los ácidos;

2. el ácido debe ser lo suficientemente fuerte (es decir, capaz de donar iones de hidrógeno H+).

Cuando ocurren reacciones químicas de ácido con metales, se forma sal y se libera hidrógeno (excepto en la interacción de metales con ácidos nítrico y sulfúrico concentrado):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

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Ácidos- sustancias complejas que constan de uno o más átomos de hidrógeno que pueden ser reemplazados por átomos metálicos y residuos ácidos.

Clasificación de ácidos

1. Por el número de átomos de hidrógeno: número de átomos de hidrógeno ( norte ) determina la basicidad de los ácidos:

norte= 1 monobase

norte= 2 dibases

norte= 3 tribases

2. Por composición:

a) Tabla de ácidos oxigenados, residuos ácidos y óxidos ácidos correspondientes:

b) Tabla de ácidos libres de oxígeno

Propiedades físicas de los ácidos.

Muchos ácidos, como el sulfúrico, nítrico y clorhídrico, son líquidos incoloros. También se conocen ácidos sólidos: ortofosfórico, metafosfórico. HPO 3, bórico H 3 BO 3 . Casi todos los ácidos son solubles en agua. Un ejemplo de ácido insoluble es el ácido silícico. H2SiO3 . Las soluciones ácidas tienen un sabor amargo. Por ejemplo, muchas frutas adquieren un sabor amargo debido a los ácidos que contienen. De ahí los nombres de los ácidos: cítrico, málico, etc.

Métodos para producir ácidos.

Propiedades químicas de los ácidos.

1. Cambiar el color de los indicadores.

2. Reaccionar con metales en la serie de actividad hasta h 2

(excl. H NO 3 -Ácido nítrico)

Vídeo "Interacción de ácidos con metales"

Yo + ÁCIDO = SAL + h 2 (r. sustitución)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Con óxidos básicos (anfóteros) – óxidos metálicos

Vídeo "Interacción de óxidos metálicos con ácidos"

Fur x O y + ÁCIDO = SAL + H 2 O (rublo de cambio)

4. Reaccionar con bases – reacción de neutralización

ÁCIDO + BASE= SAL+ h 2 oh (rublo de cambio)

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

5. Reaccionar con sales de ácidos débiles y volátiles. Si se forma ácido, precipita o se desprende gas:

2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( R . intercambio )

Video "Interacción de ácidos con sales"

6. Descomposición de ácidos que contienen oxígeno cuando se calientan.

(excl. h 2 ENTONCES 4 ; h 3 CORREOS. 4 )

ÁCIDO = ÓXIDO ÁCIDO + AGUA (r. expansión)

¡Recordar!Ácidos inestables (ácidos carbónico y sulfuroso): se descomponen en gas y agua.:

H2CO3 ↔ H2O + CO2

H2SO3 ↔ H2O + SO2

Ácido sulfuro de hidrógeno en productos liberado como gas:

CaS + 2HCl = H2S+CaCl2

TAREAS DE ASIGNACIÓN

N° 1. Distribuye las fórmulas químicas de los ácidos en una tabla. Dales nombres:

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, Ácidos

bes-sour-

nativo

que contiene oxígeno

soluble

insoluble

uno-

básico

dos básicos

tres básicos

No. 2. Escribe las ecuaciones de reacción:

Ca+HCl

Na+H2SO4

Al+H2S

Ca+H3PO4
Nombra los productos de la reacción.

Numero 3. Escribe las ecuaciones de reacción y nombra los productos:

Na2O + H2CO3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

No. 4. Escriba ecuaciones para las reacciones de ácidos con bases y sales:

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Nombra los productos de la reacción.

EJERCICIOS

Entrenador número 1. "Fórmula y nombres de ácidos"

Entrenador nº 2. "Establecimiento de correspondencia: fórmula ácida - fórmula de óxido"

Precauciones de seguridad: primeros auxilios en caso de contacto del ácido con la piel.

Precauciones de seguridad -

Fin

Prefijos más utilizados en los nombres

Interpolación de valores de referencia.

En ocasiones es necesario conocer un valor de densidad o concentración que no está indicado en las tablas de referencia. El parámetro requerido se puede encontrar mediante interpolación.

Ejemplo

Para preparar la solución de HCl se tomó el ácido disponible en el laboratorio, cuya densidad se determinó mediante un hidrómetro. Resultó ser igual a 1,082 g/cm3.

Según la tabla de referencia, encontramos que un ácido con una densidad de 1,080 tiene una fracción de masa del 16,74%, y con una densidad de 1,085 - 17,45%. Para encontrar la fracción masiva de ácido en una solución existente, usamos la fórmula de interpolación:

%,

donde esta el indice 1 se refiere a una solución más diluida, y 2 - a más concentrado.

Prefacio………………………………..………….………….…...3

1. Conceptos básicos de los métodos de análisis titrimétricos......7

2. Métodos y métodos de titulación………………………….....……...9

3. Cálculo de masa molar de equivalentes………………16

4. Métodos para expresar la composición cuantitativa de soluciones.

en titrimetría……………………………………………………..21

4.1. Resolver problemas típicos sobre métodos de expresión.

composición cuantitativa de soluciones……………….……25

4.1.1. Cálculo de la concentración de una solución basándose en la masa y el volumen conocidos de la solución…………………………………………………………..26

4.1.1.1. Problemas para solución independiente...29

4.1.2. Conversión de una concentración a otra…………...30

4.1.2.1. Problemas para solución independiente...34

5. Métodos para preparar soluciones…………………………...36

5.1. Resolver problemas típicos para preparar soluciones.

de diversas maneras……………………………………..39

5.2. Problemas para solución independiente…………………….48

6. Cálculo de los resultados del análisis titrimétrico…………...51

6.1. Cálculo de resultados directos y de sustitución.

titulación…………………………………………………………...51

6.2. Cálculo de los resultados de la retrovaloración………………...56

7. Método de neutralización (titulación ácido-base)……59

7.1. Ejemplos de resolución de problemas típicos……………………..68

7.1.1. Titulación directa y de sustitución………………68

7.1.1.1. Problemas para solución independiente...73

7.1.2. Valoración inversa………………………………..76

7.1.2.1. Problemas para solución independiente...77

8. Método de oxidación-reducción (redoximetría)……...80

8.1. Problemas para solución independiente…………………….89

8.1.1. Reacciones redox……..89

8.1.2. Cálculo de los resultados de la titulación……………………...90

8.1.2.1. Titulación por sustitución………………...90

8.1.2.2. Titulación directa e inversa…………..92

9. Método de complejación; complexometria…………94

9.1. Ejemplos de resolución de problemas típicos……………………...102

9.2. Problemas para solución independiente………………...104

10. Método de deposición…………………………………………....106

10.1. Ejemplos de resolución de problemas típicos…………………….110

10.2. Problemas para solución independiente……………….114

11. Tareas individuales en titulación.

métodos de análisis………………………………………………………………117

11.1. Plan para completar una tarea individual……...117

11.2. Opciones para tareas individuales…………………….123

Respuestas a los problemas…………..……………………………………………………124

Símbolos…………………………………………………….…127

Apéndice……………………………………………………...128

EDICIÓN EDUCATIVA

QUÍMICA ANALÍTICA

Los ácidos son compuestos químicos que son capaces de donar un ion de hidrógeno cargado eléctricamente (catión) y también de aceptar dos electrones que interactúan, lo que resulta en la formación de un enlace covalente.

En este artículo veremos los principales ácidos que se estudian en los grados medios de las escuelas secundarias y también aprenderemos muchos datos interesantes sobre una amplia variedad de ácidos. Empecemos.

Ácidos: tipos

En química, existen muchos ácidos diferentes que tienen propiedades muy diferentes. Los químicos distinguen los ácidos por su contenido de oxígeno, volatilidad, solubilidad en agua, fuerza, estabilidad y si pertenecen a la clase de compuestos químicos orgánicos o inorgánicos. En este artículo veremos una tabla que presenta los ácidos más famosos. La tabla te ayudará a recordar el nombre del ácido y su fórmula química.

Entonces todo es claramente visible. Esta tabla presenta los ácidos más famosos de la industria química. La tabla te ayudará a recordar nombres y fórmulas mucho más rápido.

Ácido sulfuro de hidrógeno

H 2 S es ácido hidrosulfuro. Su peculiaridad radica en que también es un gas. El sulfuro de hidrógeno es muy poco soluble en agua y también interactúa con muchos metales. El ácido de sulfuro de hidrógeno pertenece al grupo de los "ácidos débiles", cuyos ejemplos consideraremos en este artículo.

El H 2 S tiene un sabor ligeramente dulce y también un olor muy fuerte a huevo podrido. En la naturaleza, se puede encontrar en gases naturales o volcánicos y también se libera durante la descomposición de las proteínas.

Las propiedades de los ácidos son muy diversas; aunque un ácido sea indispensable en la industria, puede resultar muy perjudicial para la salud humana. Este ácido es muy tóxico para los humanos. Cuando se inhala una pequeña cantidad de sulfuro de hidrógeno, una persona experimenta dolor de cabeza, náuseas intensas y mareos. Si una persona inhala una gran cantidad de H 2 S, esto puede provocar convulsiones, coma o incluso la muerte instantánea.

Ácido sulfúrico

El H 2 SO 4 es un ácido sulfúrico fuerte, que se presenta a los niños en las lecciones de química en el octavo grado. Los ácidos químicos como el ácido sulfúrico son agentes oxidantes muy fuertes. El H 2 SO 4 actúa como agente oxidante sobre muchos metales, así como sobre óxidos básicos.

El H 2 SO 4 provoca quemaduras químicas cuando entra en contacto con la piel o la ropa, pero no es tan tóxico como el sulfuro de hidrógeno.

Ácido nítrico

Los ácidos fuertes son muy importantes en nuestro mundo. Ejemplos de tales ácidos: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 es un ácido nítrico muy conocido. Ha encontrado una amplia aplicación tanto en la industria como en la agricultura. Se utiliza para fabricar diversos fertilizantes, en joyería, en la impresión de fotografías, en la producción de medicamentos y tintes, así como en la industria militar.

Los ácidos químicos como el ácido nítrico son muy perjudiciales para el organismo. Los vapores de HNO 3 dejan úlceras, provocan inflamación aguda e irritación del tracto respiratorio.

Ácido nitroso

El ácido nitroso a menudo se confunde con el ácido nítrico, pero existe una diferencia entre ellos. El hecho es que es mucho más débil que el nitrógeno, tiene propiedades y efectos completamente diferentes en el cuerpo humano.

El HNO 2 ha encontrado una amplia aplicación en la industria química.

ácido fluorhídrico

El ácido fluorhídrico (o fluoruro de hidrógeno) es una solución de H 2 O con HF. La fórmula ácida es HF. El ácido fluorhídrico se utiliza de forma muy activa en la industria del aluminio. Se utiliza para disolver silicatos, grabar silicio y vidrio de silicato.

El fluoruro de hidrógeno es muy perjudicial para el cuerpo humano y, dependiendo de su concentración, puede ser un narcótico suave. Si entra en contacto con la piel, al principio no hay cambios, pero al cabo de unos minutos puede aparecer un dolor agudo y una quemadura química. El ácido fluorhídrico es muy perjudicial para el medio ambiente.

Ácido clorhídrico

HCl es cloruro de hidrógeno y es un ácido fuerte. El cloruro de hidrógeno conserva las propiedades de los ácidos pertenecientes al grupo de los ácidos fuertes. El ácido es de apariencia transparente e incoloro, pero humea en el aire. El cloruro de hidrógeno se utiliza ampliamente en las industrias metalúrgica y alimentaria.

Este ácido provoca quemaduras químicas, pero entrar en contacto con los ojos es especialmente peligroso.

Ácido fosfórico

El ácido fosfórico (H 3 PO 4) es un ácido débil en sus propiedades. Pero incluso los ácidos débiles pueden tener las propiedades de los fuertes. Por ejemplo, el H 3 PO 4 se utiliza en la industria para restaurar el hierro del óxido. Además, el ácido fosfórico (u ortofosfórico) se utiliza ampliamente en la agricultura; a partir de él se elaboran muchos fertilizantes diferentes.

Las propiedades de los ácidos son muy similares: casi todos ellos son muy dañinos para el cuerpo humano, el H 3 PO 4 no es una excepción. Por ejemplo, este ácido también provoca quemaduras químicas graves, hemorragias nasales y rotura de dientes.

Ácido carbónico

El H 2 CO 3 es un ácido débil. Se obtiene disolviendo CO 2 (dióxido de carbono) en H 2 O (agua). El ácido carbónico se utiliza en biología y bioquímica.

Densidad de varios ácidos.

La densidad de los ácidos ocupa un lugar importante en las partes teórica y práctica de la química. Al conocer la densidad, puedes determinar la concentración de un ácido en particular, resolver problemas de cálculo químico y agregar la cantidad correcta de ácido para completar la reacción. La densidad de cualquier ácido cambia según la concentración. Por ejemplo, cuanto mayor sea el porcentaje de concentración, mayor será la densidad.

Propiedades generales de los ácidos.

Absolutamente todos los ácidos lo son (es decir, están formados por varios elementos de la tabla periódica) y necesariamente incluyen H (hidrógeno) en su composición. A continuación veremos cuáles son comunes:

1. Todos los ácidos que contienen oxígeno (en cuya fórmula está presente O) forman agua durante la descomposición, y también los ácidos libres de oxígeno se descomponen en sustancias simples (por ejemplo, el 2HF se descompone en F 2 y H 2).
2. Los ácidos oxidantes reaccionan con todos los metales de la serie de actividad metálica (solo los ubicados a la izquierda de H).
3. Interactúan con varias sales, pero solo con aquellas que fueron formadas por un ácido aún más débil.

Los ácidos se diferencian mucho entre sí en sus propiedades físicas. Después de todo, pueden tener olor o no, y también estar en una variedad de estados físicos: líquido, gaseoso e incluso sólido. Los ácidos sólidos son muy interesantes de estudiar. Ejemplos de tales ácidos: C 2 H 2 0 4 y H 3 BO 3.

Concentración

La concentración es un valor que determina la composición cuantitativa de cualquier solución. Por ejemplo, los químicos a menudo necesitan determinar cuánto ácido sulfúrico puro está presente en el ácido diluido H 2 SO 4. Para ello, vierten una pequeña cantidad de ácido diluido en una taza medidora, lo pesan y determinan la concentración mediante una tabla de densidad. La concentración de ácidos está estrechamente relacionada con la densidad; a menudo, al determinar la concentración, surgen problemas de cálculo en los que es necesario determinar el porcentaje de ácido puro en una solución.

Clasificación de todos los ácidos según el número de átomos de H en su fórmula química.

Una de las clasificaciones más populares es la división de todos los ácidos en monobásicos, dibásicos y, en consecuencia, tribásicos. Ejemplos de ácidos monobásicos: HNO 3 (nítrico), HCl (clorhídrico), HF (fluorhídrico) y otros. Estos ácidos se llaman monobásicos porque contienen solo un átomo de H. Hay muchos de este tipo de ácidos, es imposible recordar absolutamente todos. Solo hay que recordar que los ácidos se clasifican según la cantidad de átomos de H en su composición. Los ácidos dibásicos se definen de manera similar. Ejemplos: H 2 SO 4 (sulfúrico), H 2 S (sulfuro de hidrógeno), H 2 CO 3 (carbón) y otros. Tribásico: H 3 PO 4 (fosfórico).

Clasificación básica de ácidos.

Una de las clasificaciones más populares de ácidos es su división en oxigenados y libres de oxígeno. ¿Cómo recordar, sin conocer la fórmula química de una sustancia, que es un ácido que contiene oxígeno?

Todos los ácidos libres de oxígeno carecen del importante elemento O - oxígeno, pero contienen H. Por lo tanto, la palabra "hidrógeno" siempre va adjunta a su nombre. HCl es un H 2 S - sulfuro de hidrógeno.

Pero también puedes escribir una fórmula basada en los nombres de los ácidos que contienen ácidos. Por ejemplo, si el número de átomos de O en una sustancia es 4 o 3, entonces siempre se agrega al nombre el sufijo -n-, así como la terminación -aya-:

• H 2 SO 4 - azufre (número de átomos - 4);
• H 2 SiO 3 - silicio (número de átomos - 3).

Si una sustancia tiene menos de tres átomos de oxígeno o tres, entonces se utiliza el sufijo -ist- en el nombre:

• HNO 2 - nitrogenado;
• H 2 SO 3 - sulfuroso.

Propiedades generales

Todos los ácidos tienen un sabor ácido y, a menudo, ligeramente metálico. Pero hay otras propiedades similares que consideraremos ahora.

Hay sustancias llamadas indicadores. Los indicadores cambian de color, o el color permanece, pero su matiz cambia. Esto ocurre cuando los indicadores se ven afectados por otras sustancias, como los ácidos.

Un ejemplo de cambio de color es un producto tan familiar como el té y el ácido cítrico. Cuando se agrega limón al té, el té gradualmente comienza a aclararse notablemente. Esto se debe al hecho de que el limón contiene ácido cítrico.

Hay otros ejemplos. El tornasol, que en un ambiente neutro es de color lila, se vuelve rojo cuando se le añade ácido clorhídrico.

Cuando las tensiones están en la serie de tensiones antes que el hidrógeno, se liberan burbujas de gas - H. Sin embargo, si un metal que está en la serie de tensiones después de H se coloca en un tubo de ensayo con ácido, entonces no se producirá ninguna reacción, no habrá evolución de gases. Así, el cobre, la plata, el mercurio, el platino y el oro no reaccionarán con los ácidos.

En este artículo examinamos los ácidos químicos más famosos, así como sus principales propiedades y diferencias.