Tableau des acides minéraux. Noms de certains acides et sels inorganiques

7. Acides. Sel. Relation entre les classes de substances inorganiques

7.1. Acides

Les acides sont des électrolytes, lors de la dissociation desquels seuls les cations hydrogène H + se forment sous forme d'ions chargés positivement (plus précisément, les ions hydronium H 3 O +).

Autre définition : les acides sont des substances complexes constituées d'un atome d'hydrogène et de résidus acides (tableau 7.1).

Tableau 7.1

Formules et noms de certains acides, résidus acides et sels

Dans des conditions normales, les acides peuvent être solides (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) et liquides (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Ces acides peuvent exister aussi bien individuellement (forme 100 %) que sous forme de solutions diluées et concentrées. Par exemple, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH sont connus à la fois individuellement et en solutions.

Un certain nombre d'acides ne sont connus qu'en solution. Ce sont tous des halogénures d'hydrogène (HCl, HBr, HI), du sulfure d'hydrogène H 2 S, du cyanure d'hydrogène (HCN cyanhydrique), du H 2 CO 3 carbonique, de l'acide sulfureux H 2 SO 3, qui sont des solutions de gaz dans l'eau. Par exemple, l'acide chlorhydrique est un mélange de HCl et de H 2 O, l'acide carbonique est un mélange de CO 2 et de H 2 O. Il est clair que l'utilisation de l'expression « solution d'acide chlorhydrique » est incorrecte.

La plupart des acides sont solubles dans l'eau ; l'acide silicique H 2 SiO 3 est insoluble. La grande majorité des acides ont une structure moléculaire. Exemples de formules développées d'acides :

Dans la plupart des molécules acides contenant de l’oxygène, tous les atomes d’hydrogène sont liés à l’oxygène. Mais il y a des exceptions :

Les acides sont classés selon un certain nombre de caractéristiques (tableau 7.2).

Tableau 7.2

Classification des acides

Toutes les propriétés chimiques générales des acides sont dues à la présence dans leurs solutions aqueuses de cations hydrogène en excès H + (H 3 O +).

1. En raison de l'excès d'ions H +, les solutions aqueuses d'acides changent la couleur du violet tournesol et de l'orange de méthyle en rouge (la phénolphtaléine ne change pas de couleur et reste incolore). Dans une solution aqueuse d'acide carbonique faible, le tournesol n'est pas rouge, mais rose ; une solution sur un précipité d'acide silicique très faible ne change pas du tout la couleur des indicateurs.

2. Les acides interagissent avec les oxydes basiques, les bases et les hydroxydes amphotères, l'hydrate d'ammoniac (voir chapitre 6).

Exemple 7.1.

Pour réaliser la transformation BaO → BaSO 4 vous pouvez utiliser : a) SO 2 ; b) H2SO4; c) Na2SO4; d) AINSI 3.

Solution. La transformation peut être réalisée à l'aide de H 2 SO 4 :

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 ne réagit pas avec BaO, et dans la réaction de BaO avec SO 2, du sulfite de baryum se forme :

BaO + SO 2 = BaSO 3

Réponse : 3).

3. Les acides réagissent avec l'ammoniac et ses solutions aqueuses pour former des sels d'ammonium :

HCl + NH 3 = NH 4 Cl - chlorure d'ammonium ;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - sulfate d'ammonium.

4. Les acides non oxydants réagissent avec les métaux situés dans la série d'activités jusqu'à l'hydrogène pour former un sel et libérer de l'hydrogène :

H 2 SO 4 (dilué) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2

L'interaction des acides oxydants (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)) avec les métaux est très spécifique et est prise en compte lors de l'étude de la chimie des éléments et de leurs composés.

5. Les acides interagissent avec les sels. La réaction a un certain nombre de caractéristiques :

a) dans la plupart des cas, lorsqu'un acide plus fort réagit avec un sel d'un acide plus faible, un sel d'un acide faible et un acide faible se forment ou, comme on dit, un acide plus fort déplace un acide plus faible. La série de forces décroissantes des acides ressemble à ceci :

Exemples de réactions se produisant :

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 CUISSON + H 2 O + CO 2

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

N'interagissez pas entre eux, par exemple, KCl et H 2 SO 4 (dilué), NaNO 3 et H 2 SO 4 (dilué), K 2 SO 4 et HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 et H 2 CO 3, CH 3 COOK et H 2 CO 3;

b) dans certains cas, un acide plus faible déplace un acide plus fort d'un sel :

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

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

De telles réactions sont possibles lorsque les précipités des sels résultants ne se dissolvent pas dans les acides forts dilués résultants (H 2 SO 4 et HNO 3) ;

c) en cas de formation de précipités insolubles dans les acides forts, une réaction peut se produire entre un acide fort et un sel formé par un autre acide fort :

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

Exemple 7.2.

Solution. Toutes les substances de la rangée 4 interagissent avec H 2 SO 4 (dil) :

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

Dans la rangée 1) la réaction avec KCl (p-p) n'est pas réalisable, dans la rangée 2) - avec Ag, dans la rangée 3) - avec NaNO 3 (p-p).

Réponse : 4).

6. L'acide sulfurique concentré se comporte de manière très spécifique dans les réactions avec les sels. Il s'agit d'un acide non volatil et thermiquement stable, il déplace donc tous les acides forts des sels solides (!), car ils sont plus volatils que H2SO4 (conc) :

KCl (tv) + H 2 SO 4 (conc.) KHSO 4 + HCl

2KCl (s) + H 2 SO 4 (conc) K 2 SO 4 + 2HCl

Les sels formés par des acides forts (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) réagissent uniquement avec l'acide sulfurique concentré et uniquement à l'état solide

Exemple 7.3.

L'acide sulfurique concentré, contrairement à l'acide dilué, réagit :

3) KNO 3 (télévision);

BaO + SO 2 = BaSO 3

Solution. Les deux acides réagissent avec KF, Na 2 CO 3 et Na 3 PO 4, et seul H 2 SO 4 (conc.) réagit avec KNO 3 (solide).

Les méthodes de production d'acides sont très diverses. Acides anoxiques

• recevoir:

en dissolvant les gaz correspondants dans l'eau :

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

• H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (solution)

des sels par déplacement avec des acides plus forts ou moins volatils :

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

KCl (tv) + H 2 SO 4 (conc) = KHSO 4 + HCl

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3 Acides anoxiques

• Acides contenant de l'oxygène

en dissolvant les oxydes acides correspondants dans l'eau, tandis que le degré d'oxydation de l'élément acidifiant dans l'oxyde et l'acide reste le même (à l'exception du NO 2) :

N2O5 + H2O = 2HNO3

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

• P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4

oxydation des non-métaux avec des acides oxydants :

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

en déplaçant un acide fort d'un sel d'un autre acide fort (si un précipité insoluble dans les acides résultants précipite) :

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

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

en déplaçant un acide volatil de ses sels par un acide moins volatil.

À cette fin, on utilise le plus souvent de l'acide sulfurique concentré non volatil et thermiquement stable :

NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (conc.) NaHSO 4 + HNO 3

• KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (conc.) KHSO 4 + HClO 4

déplacement d'un acide plus faible de ses sels par un acide plus fort :

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

NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2

Les acides peuvent être obtenus en laboratoire :

1) lors de la dissolution d'oxydes d'acide dans l'eau :

N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3;

CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 ;

2) lorsque les sels interagissent avec des acides forts :

Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ¯ + 2NaCl;

Pb(NO 3) 2 + 2HCl → PbCl 2 ¯ + 2HNO 3.

Les acides interagissent avec des métaux, des bases, des oxydes basiques et amphotères, des hydroxydes et des sels amphotères :

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

Cu + 4HNO 3 (concentré) → 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 .

En règle générale, les acides réagissent uniquement avec les métaux qui précèdent l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques, et de l'hydrogène libre est libéré. De tels acides n'interagissent pas avec les métaux peu actifs (les tensions viennent après l'hydrogène dans la série électrochimique). Les acides, qui sont des oxydants forts (nitriques, sulfuriques concentrés), réagissent avec tous les métaux, à l'exception des métaux nobles (or, platine), mais dans ce cas ce n'est pas de l'hydrogène qui se dégage, mais de l'eau et un oxyde, par exemple exemple, SO 2 ou NO 2.

Un sel est le produit du remplacement de l’hydrogène d’un acide par un métal.

Tous les sels sont divisés en :

moyenne– NaCl, K 2 CO 3, KMnO 4, Ca 3 (PO 4) 2, etc. ;

aigre– NaHCO 3, KH 2 PO 4 ;

principal - CuOHCl, Fe(OH)2NO3.

Un sel moyen est le produit du remplacement complet des ions hydrogène dans une molécule d’acide par des atomes métalliques.

Les sels acides contiennent des atomes d'hydrogène qui peuvent participer à des réactions d'échange chimique. Dans les sels acides, un remplacement incomplet des atomes d'hydrogène par des atomes métalliques s'est produit.

Les sels basiques sont le produit d'un remplacement incomplet des groupes hydroxo de bases métalliques polyvalentes par des résidus acides. Les sels basiques contiennent toujours un groupe hydroxo.

Les sels moyens sont obtenus par l'interaction :

1) acides et bases :

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O;

2) oxyde acide et basique :

H 2 SO 4 + CaO → CaSO 4 ¯ + H 2 O;

3) oxyde d'acide et base :

SO 2 + 2KOH → K 2 SO 3 + H 2 O;

4) oxydes acides et basiques :

MgO + CO2 → MgCO3 ;

5) métal avec acide :

Fe + 6HNO 3 (concentré) → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O ;

6) deux sels :

AgNO 3 + KCl → AgCl¯ + KNO 3 ;

7) sels et acides :

Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 SiO 3 ¯;

8) sels et alcalis :

CuSO 4 + 2CsOH → Cu(OH) 2 ¯ + Cs 2 SO 4.

Les sels acides sont obtenus :

1) lors de la neutralisation d'acides polybasiques avec un alcali en excès d'acide :

H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O;

2) lors de l'interaction des sels moyens avec les acides :

CaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca(HCO 3) 2;

3) lors de l'hydrolyse des sels formés par un acide faible :

Na 2 S + H 2 O → NaHS + NaOH.

Les principaux sels sont obtenus :

1) lors d'une réaction entre une base métallique polyvalente et un acide en excès par rapport à la base :

Cu(OH) 2 + HCl → CuOHCl + H 2 O;

2) lors de l'interaction des sels moyens avec les alcalis :

СuCl 2 + KOH → CuOHCl + KCl ;

3) lors de l'hydrolyse des sels moyens formés par des bases faibles :

AlCl 3 + H 2 O → AlOHCl 2 + HCl.

Les sels peuvent interagir avec les acides, les alcalis, d’autres sels et l’eau (réaction d’hydrolyse) :

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.

Dans tous les cas, la réaction d'échange d'ions ne s'achève que lorsqu'un composé légèrement soluble, gazeux ou faiblement dissociable est formé.

De plus, les sels peuvent interagir avec les métaux, à condition que le métal soit plus actif (a un potentiel d'électrode plus négatif) que le métal inclus dans le sel :

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Les sels sont également caractérisés par des réactions de décomposition :

BaCO 3 → BaO + CO 2 ;

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2.

Travail de laboratoire n°1

OBTENTION ET PROPRIÉTÉS

BASES, ACIDES ET SELS

Expérience 1. Préparation d'alcalis.

1.1. Interaction du métal avec l'eau.

Versez de l'eau distillée dans un cristalliseur ou une tasse en porcelaine (environ la moitié du récipient). Procurez-vous auprès de votre professeur un morceau de sodium métallique préalablement séché avec du papier filtre. Déposez un morceau de sodium dans un cristalliseur avec de l'eau. Une fois la réaction terminée, ajoutez quelques gouttes de phénolphtaléine. Notez les phénomènes observés et créez une équation pour la réaction. Nommez le composé obtenu et notez sa formule développée.

1.2. Interaction de l'oxyde métallique avec l'eau.

Versez de l'eau distillée dans un tube à essai (1/3 du tube à essai) et placez-y un morceau de CaO, mélangez bien, ajoutez 1 à 2 gouttes de phénolphtaléine. Notez les phénomènes observés, écrivez l'équation de réaction. Nommez le composé obtenu et donnez sa formule développée.

Acides- des électrolytes, lors de la dissociation desquels seuls des ions H+ se forment à partir d'ions positifs :

HNO 3 ↔ H + + NON 3 - ;

CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .

Tous les acides sont classés en acides inorganiques et organiques (carboxyliques), qui ont également leur propre classification (interne).

Dans des conditions normales, une quantité importante d'acides inorganiques existe à l'état liquide, certains à l'état solide (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Les acides organiques contenant jusqu'à 3 atomes de carbone sont des liquides incolores très mobiles avec une odeur piquante caractéristique ; les acides avec 4 à 9 atomes de carbone sont des liquides huileux avec une odeur désagréable, et les acides avec un grand nombre d'atomes de carbone sont des solides insolubles dans l'eau.

Formules chimiques des acides

Considérons les formules chimiques des acides à l'aide de l'exemple de plusieurs représentants (à la fois inorganiques et organiques) : acide chlorhydrique - HCl, acide sulfurique - H 2 SO 4, acide phosphorique - H 3 PO 4, acide acétique - CH 3 COOH et benzoïque acide - C 6 H5COOH. La formule chimique montre la composition qualitative et quantitative de la molécule (combien et quels atomes sont inclus dans un composé particulier. À l'aide de la formule chimique, vous pouvez calculer le poids moléculaire des acides (Ar(H) = 1 amu, Ar(). Cl) = 35,5 amu, Ar(P) = 31 amu, Ar(O) = 16 amu, Ar(S) = 32 amu, Ar(C) = 00h00) :

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

M.(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Mr(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O) ;

M.(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) ;

M.(H 3 PO 4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.

Mr(CH 3 COOH) = 3 × Ar(C) + 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);

M.(C 6 H 5 COOH) = 7 × 12 + 6 × 1 + 2 × 16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Formules développées (graphiques) d'acides

La formule structurelle (graphique) d'une substance est plus visuelle. Il montre comment les atomes sont connectés les uns aux autres au sein d’une molécule. Indiquons les formules développées de chacun des composés ci-dessus :

Riz. 1. Formule développée de l'acide chlorhydrique.

Riz. 2. Formule développée de l'acide sulfurique.

Riz. 3. Formule développée de l'acide phosphorique.

Riz. 4. Formule développée de l'acide acétique.

Riz. 5. Formule développée de l'acide benzoïque.

Formules ioniques

Tous les acides inorganiques sont des électrolytes, c'est-à-dire capable de se dissocier dans une solution aqueuse en ions :

HCl ↔ H + + Cl - ;

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2- ;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

EXEMPLE 2

Les acides sont des composés chimiques capables de donner un ion hydrogène chargé électriquement (cation) et également d'accepter deux électrons en interaction, entraînant la formation d'une liaison covalente.

Dans cet article, nous examinerons les acides basiques étudiés dans les classes intermédiaires des écoles secondaires et apprendrons également de nombreux faits intéressants sur une grande variété d'acides. Commençons.

Acides : types

En chimie, il existe de nombreux acides différents qui ont des propriétés très différentes. Les chimistes distinguent les acides par leur teneur en oxygène, leur volatilité, leur solubilité dans l'eau, leur force, leur stabilité et s'ils appartiennent à la classe organique ou inorganique des composés chimiques. Dans cet article, nous examinerons un tableau qui présente les acides les plus connus. Le tableau vous aidera à mémoriser le nom de l'acide et sa formule chimique.

Ainsi, tout est clairement visible. Ce tableau présente les acides les plus connus de l'industrie chimique. Le tableau vous aidera à mémoriser les noms et les formules beaucoup plus rapidement.

Acide sulfure d'hydrogène

H 2 S est un acide sulfure d'hydrogène. Sa particularité réside dans le fait qu’il s’agit aussi d’un gaz. Le sulfure d'hydrogène est très peu soluble dans l'eau et interagit également avec de nombreux métaux. L'acide sulfure d'hydrogène appartient au groupe des « acides faibles », dont nous considérerons des exemples dans cet article.

H 2 S a un goût légèrement sucré et également une très forte odeur d'œuf pourri. Dans la nature, on le trouve dans les gaz naturels ou volcaniques, et il est également libéré lors de la dégradation des protéines.

Les propriétés des acides sont très diverses ; même si un acide est indispensable dans l'industrie, il peut être très nocif pour la santé humaine. Cet acide est très toxique pour l'homme. Lorsqu'une petite quantité de sulfure d'hydrogène est inhalée, une personne ressent des maux de tête, de graves nausées et des étourdissements. Si une personne inhale une grande quantité de H 2 S, cela peut entraîner des convulsions, un coma ou même une mort instantanée.

Acide sulfurique

H 2 SO 4 est un acide sulfurique fort, auquel les enfants sont initiés dans les cours de chimie de la 8e année. Les acides chimiques tels que l'acide sulfurique sont des agents oxydants très puissants. H 2 SO 4 agit comme agent oxydant sur de nombreux métaux, ainsi que sur les oxydes basiques.

Le H 2 SO 4 provoque des brûlures chimiques lorsqu'il entre en contact avec la peau ou les vêtements, mais il n'est pas aussi toxique que le sulfure d'hydrogène.

Acide nitrique

Les acides forts sont très importants dans notre monde. Exemples de tels acides : HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 est un acide nitrique bien connu. Il a trouvé de nombreuses applications dans l’industrie ainsi que dans l’agriculture. Il est utilisé dans la fabrication de divers engrais, dans la fabrication de bijoux, dans l'impression de photographies, dans la production de médicaments et de colorants, ainsi que dans l'industrie militaire.

Les acides chimiques comme l’acide nitrique sont très nocifs pour l’organisme. Les vapeurs de HNO 3 laissent des ulcères, provoquent une inflammation aiguë et une irritation des voies respiratoires.

Acide nitreux

L'acide nitreux est souvent confondu avec l'acide nitrique, mais il existe une différence entre eux. Le fait est qu'il est beaucoup plus faible que l'azote, il a des propriétés et des effets complètement différents sur le corps humain.

HNO 2 a trouvé de nombreuses applications dans l'industrie chimique.

Acide fluorhydrique

L'acide fluorhydrique (ou fluorure d'hydrogène) est une solution de H 2 O avec HF. La formule acide est HF. L'acide fluorhydrique est très activement utilisé dans l'industrie de l'aluminium. Il est utilisé pour dissoudre les silicates, graver le silicium et le verre silicaté.

Le fluorure d'hydrogène est très nocif pour le corps humain ; selon sa concentration, il peut s'agir d'un stupéfiant léger. S'il entre en contact avec la peau, aucun changement ne se produit au début, mais après quelques minutes, une douleur aiguë et une brûlure chimique peuvent apparaître. L'acide fluorhydrique est très nocif pour l'environnement.

Acide chlorhydrique

HCl est du chlorure d'hydrogène et est un acide fort. Le chlorure d'hydrogène conserve les propriétés des acides appartenant au groupe des acides forts. L'acide est transparent et incolore, mais fume à l'air. Le chlorure d'hydrogène est largement utilisé dans les industries métallurgiques et alimentaires.

Cet acide provoque des brûlures chimiques, mais le contact avec les yeux est particulièrement dangereux.

Acide phosphorique

L'acide phosphorique (H 3 PO 4) est un acide faible dans ses propriétés. Mais même les acides faibles peuvent avoir les propriétés des acides forts. Par exemple, H 3 PO 4 est utilisé dans l'industrie pour restaurer le fer de la rouille. De plus, l'acide phosphorique (ou orthophosphorique) est largement utilisé en agriculture - de nombreux engrais différents en sont fabriqués.

Les propriétés des acides sont très similaires - presque chacun d'entre eux est très nocif pour le corps humain, H 3 PO 4 ne fait pas exception. Par exemple, cet acide provoque également de graves brûlures chimiques, des saignements de nez et des éclats de dents.

Acide carbonique

H 2 CO 3 est un acide faible. Il est obtenu en dissolvant le CO 2 (dioxyde de carbone) dans H 2 O (eau). L'acide carbonique est utilisé en biologie et en biochimie.

Densité de divers acides

La densité des acides occupe une place importante dans les parties théoriques et pratiques de la chimie. En connaissant la densité, vous pouvez déterminer la concentration d'un acide particulier, résoudre des problèmes de calcul chimique et ajouter la quantité correcte d'acide pour terminer la réaction. La densité de tout acide change en fonction de la concentration. Par exemple, plus le pourcentage de concentration est élevé, plus la densité est élevée.

Propriétés générales des acides

Absolument tous les acides le sont (c'est-à-dire qu'ils sont constitués de plusieurs éléments du tableau périodique) et ils incluent nécessairement H (hydrogène) dans leur composition. Nous examinerons ensuite lesquels sont courants :

1. Tous les acides contenant de l'oxygène (dans la formule desquels O est présent) forment de l'eau lors de la décomposition, et ceux sans oxygène se décomposent également en substances simples (par exemple, 2HF se décompose en F 2 et H 2).
2. Les acides oxydants réagissent avec tous les métaux de la série d'activités métalliques (uniquement ceux à gauche de H).
3. Ils interagissent avec divers sels, mais uniquement avec ceux formés par un acide encore plus faible.

Les acides diffèrent fortement les uns des autres par leurs propriétés physiques. Après tout, ils peuvent avoir une odeur ou non, et également se trouver dans divers états physiques : liquides, gazeux et même solides. Les acides solides sont très intéressants à étudier. Exemples de tels acides : C 2 H 2 0 4 et H 3 BO 3.

Concentration

La concentration est une valeur qui détermine la composition quantitative de toute solution. Par exemple, les chimistes doivent souvent déterminer la quantité d'acide sulfurique pur présente dans l'acide dilué H 2 SO 4. Pour ce faire, ils versent une petite quantité d’acide dilué dans une tasse à mesurer, la pèsent et déterminent la concentration à l’aide d’un tableau de densité. La concentration d'acides est étroitement liée à la densité ; souvent, lors de la détermination de la concentration, il existe des problèmes de calcul où vous devez déterminer le pourcentage d'acide pur dans une solution.

Classification de tous les acides selon le nombre d'atomes d'hydrogène dans leur formule chimique

L'une des classifications les plus populaires est la division de tous les acides en acides monobasiques, dibasiques et, par conséquent, tribasiques. Exemples d'acides monobasiques : HNO 3 (nitrique), HCl (chlorhydrique), HF (fluorhydrique) et autres. Ces acides sont appelés monobasiques, car ils ne contiennent qu'un seul atome d'hydrogène. Il existe de nombreux acides de ce type, il est impossible de s'en souvenir absolument. Il faut juste se rappeler que les acides sont également classés selon le nombre d'atomes H dans leur composition. Les acides dibasiques sont définis de la même manière. Exemples : H 2 SO 4 (sulfurique), H 2 S (sulfure d'hydrogène), H 2 CO 3 (charbon) et autres. Tribasique : H 3 PO 4 (phosphorique).

Classification de base des acides

L'une des classifications d'acides les plus populaires est leur division en acides contenant de l'oxygène et sans oxygène. Comment se rappeler, sans connaître la formule chimique d'une substance, qu'il s'agit d'un acide contenant de l'oxygène ?

Tous les acides sans oxygène manquent de l'élément important O - l'oxygène, mais ils contiennent du H. Par conséquent, le mot « hydrogène » est toujours attaché à leur nom. HCl est un H 2 S - sulfure d'hydrogène.

Mais vous pouvez également écrire une formule basée sur les noms des acides contenant des acides. Par exemple, si le nombre d'atomes O dans une substance est de 4 ou 3, alors le suffixe -n-, ainsi que la terminaison -aya-, sont toujours ajoutés au nom :

• H 2 SO 4 - soufre (nombre d'atomes - 4);
• H 2 SiO 3 - silicium (nombre d'atomes - 3).

Si la substance contient moins de trois ou trois atomes d'oxygène, alors le suffixe -ist- est utilisé dans le nom :

• HNO 2 - azoté ;
• H 2 SO 3 - sulfureux.

Propriétés générales

Tous les acides ont un goût aigre et souvent légèrement métallique. Mais il existe d’autres propriétés similaires que nous allons maintenant considérer.

Il existe des substances appelées indicateurs. Les indicateurs changent de couleur, ou la couleur reste, mais sa teinte change. Cela se produit lorsque les indicateurs sont affectés par d'autres substances, telles que des acides.

Un exemple de changement de couleur est un produit aussi familier que le thé et l'acide citrique. Lorsque du citron est ajouté au thé, le thé commence progressivement à s'éclaircir sensiblement. Cela est dû au fait que le citron contient de l’acide citrique.

Il existe d'autres exemples. Le tournesol, de couleur lilas dans un environnement neutre, devient rouge lorsque de l'acide chlorhydrique est ajouté.

Lorsque les tensions sont dans la série de tensions avant l'hydrogène, des bulles de gaz sont libérées - H. Cependant, si un métal qui est dans la série de tensions après H est placé dans un tube à essai avec de l'acide, alors aucune réaction ne se produira et aucun gaz ne sera libéré. libéré. Ainsi, le cuivre, l’argent, le mercure, le platine et l’or ne réagiront pas avec les acides.

Dans cet article, nous avons passé en revue les acides chimiques les plus connus, ainsi que leurs principales propriétés et différences.