Таблица состав кислот и их названия. Названия некоторых неорганических кислот и солей
Названия некоторых неорганических кислот и солей
Формулы кислот | Названия кислот | Названия соответствующих солей |
HClO 4 | хлорная | перхлораты |
HClO 3 | хлорноватая | хлораты |
HClO 2 | хлористая | хлориты |
HClO | хлорноватистая | гипохлориты |
H 5 IO 6 | иодная | периодаты |
HIO 3 | иодноватая | иодаты |
H 2 SO 4 | серная | сульфаты |
H 2 SO 3 | сернистая | сульфиты |
H 2 S 2 O 3 | тиосерная | тиосульфаты |
H 2 S 4 O 6 | тетратионовая | тетратионаты |
H NO 3 | азотная | нитраты |
H NO 2 | азотистая | нитриты |
H 3 PO 4 | ортофосфорная | ортофосфаты |
H PO 3 | метафосфорная | метафосфаты |
H 3 PO 3 | фосфористая | фосфиты |
H 3 PO 2 | фосфорноватистая | гипофосфиты |
H 2 CO 3 | угольная | карбонаты |
H 2 SiO 3 | кремниевая | силикаты |
HMnO 4 | марганцовая | перманганаты |
H 2 MnO 4 | марганцовистая | манганаты |
H 2 CrO 4 | хромовая | хроматы |
H 2 Cr 2 O 7 | дихромовая | дихроматы |
HF | фтороводородная (плавиковая) | фториды |
HCl | хлороводородная (соляная) | хлориды |
HBr | бромоводородная | бромиды |
HI | иодоводородная | иодиды |
H 2 S | сероводородная | сульфиды |
HCN | циановодородная | цианиды |
HOCN | циановая | цианаты |
Напомню кратко на конкретных примерах, как следует правильно называть соли.
Пример 1 . Соль K 2 SO 4 образована остатком серной кислоты (SO 4) и металлом К. Соли серной кислоты называются сульфатами. K 2 SO 4 - сульфат калия.
Пример 2 . FeCl 3 - в состав соли входит железо и остаток соляной кислоты (Cl). Название соли: хлорид железа (III). Обратите внимание: в данном случае мы не только должны назвать металл, но и указать его валентность (III). В прошлом примере в этом не было необходимости, т. к. валентность натрия постоянна.
Важно: в названии соли следует указывать валентность металла только в том случае, если данный металл имеет переменную валентность!
Пример 3 . Ba(ClO) 2 - в состав соли входит барий и остаток хлорноватистой кислоты (ClO). Название соли: гипохлорит бария. Валентность металла Ва во всех его соединениях равна двум, указывать ее не нужно.
Пример 4 . (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Группа NH 4 называется аммоний, валентность этой группы постоянна. Название соли: дихромат (бихромат) аммония.
В приведенных выше примерах нам встретились только т. н. средние или нормальные соли. Кислые, основные, двойные и комплексные соли, соли органических кислот здесь обсуждаться не будут.
Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:
1) Наличие атомов кислорода в кислоте
2) Основность кислоты
Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H + , а также замещаться на атомы металла:
4) Растворимость
5) Устойчивость
7) Окисляющие свойства
Химические свойства кислот
1. Способность к диссоциации
Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:
либо в таком виде: HCl = H + + Cl —
либо в таком: HCl → H + + Cl —
По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.
В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать в уравнении вместо знака две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:
CH 3 COOH CH 3 COO — + H +
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H + :
H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —
H 2 PO 4 — H + + HPO 4 2-
HPO 4 2- H + + PO 4 3-
Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H 3 PO 4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H 2 PO 4 — , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO 4 2- . Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H + .
Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:
H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-
2. Взаимодействие кислот с металлами
Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H 2 SO 4(конц.) и HNO 3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:
H 2 SO 4(разб.) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + Fe FeCl 2 + H 2
Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 , то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.
3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами
Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:
H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O
6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
H 2 SiO 3 + FeO ≠
4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами
HCl + NaOH H 2 O + NaCl
3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. Взаимодействие кислот с солями
Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:
H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O
HCOONa + HCl HCOOH + NaCl
6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот
Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).
Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO 3 и концентрированной H 2 SO 4 без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.
В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.
Высокая окислительная способность концентрированной серной и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:
7. Восстановительные свойства бескислородных кислот
Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:
4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2
14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H 2 S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы.
Бескислородные: | Основность | Название соли |
HCl - хлористоводородная (соляная) | одноосновная | хлорид |
HBr - бромистоводородная | одноосновная | бромид |
HI - йодистоводородная | одноосновная | йодид |
HF - фтористоводородная (плавиковая) | одноосновная | фторид |
H 2 S - сероводородная | двухосновная | сульфид |
Кислородсодержащие: | ||
HNO 3 – азотная | одноосновная | нитрат |
H 2 SO 3 - сернистая | двухосновная | сульфит |
H 2 SO 4 – серная | двухосновная | сульфат |
H 2 CO 3 - угольная | двухосновная | карбонат |
H 2 SiO 3 - кремниевая | двухосновная | силикат |
H 3 PO 4 - ортофосфорная | трёхосновная | ортофосфат |
Соли – сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
Классификация. По составу и свойствам: средние, кислые, основные, двойные, смешанные, комплексные
Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
При диссоциации дают только катионы металла (или NH 4 +). Например:
Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO
CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -
Кислые соли являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
При диссоциации дают катионы металла (NH 4 +), ионы водорода и анионы кислотного остатка, например:
NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO .
Основные соли являются продуктами неполного замещения групп OH - соответствующего основания на кислотные остатки.
При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.
Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .
Двойные соли содержат два катиона металла и при диссоциации дают два катиона и один анион.
KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO
Комплексны соли содержат комплексные катионы или анионы.
Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -
Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -
Генетическая связь между различными классами соединений
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Оборудование и посуда : штатив с пробирками, промывалка, спиртовка.
Реактивы и материалы : красный фосфор,оксид цинка, гранулы Zn, порошок гашеной извести Ca(OH) 2 , 1 моль/дм 3 растворы NaOH, ZnSO 4 , СuSO 4 , AlCl 3 , FeCl 3 , HСl, H 2 SO 4 , универсальная индикаторная бумага, раствор фенолфталеина, метилоранжа, дистиллированная вода.
Порядок выполнения работы
1. Оксид цинка насыпать в две пробирки; в одну добавить раствор кислоты (HCl или H 2 SO 4) в другую раствор щелочи (NaOH или KOH) и слегка нагреть на спиртовке.
Наблюдения: Происходит ли растворение оксида цинка в растворе кислоты и щелочи?
Написать уравнения
Выводы: 1.К какому типу оксидов относится ZnO?
2. Какими свойствами обладают амфотерные оксиды?
Получение и свойства гидроксидов
2.1. В раствор щелочи (NaOH или KOH) опустить кончик универсальной индикаторной полоски. Сравнить полученный цвет индикаторной полоски со стандартной цветовой шкалой.
Наблюдения: Записать значение рН раствора.
2.2. Взять четыре пробирки, налить в первую 1 мл раствора ZnSO 4 , во вторую - СuSO 4 , в третью - AlCl 3 , в четвертую - FeCl 3 . В каждую пробирку добавить 1мл раствора NaOH. Написать наблюдения и уравнения происходящих реакций.
Наблюдения: Происходит ли выпадение осадка при добавлении щелочи к раствору соли? Укажите цвет осадка.
Написать уравнения происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).
Выводы: Какими способами могут быть получены гидроксиды металлов?
2.3. Половину осадков, полученных в опыте 2.2., перенести в другие пробирки. На одну часть осадка подействовать раствором H 2 SO 4 на другую – раствором NaOH.
Наблюдения: Происходит ли растворение осадков при добавлении щелочи и кислоты к осадкам?
Написать уравнения происходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).
Выводы: 1.К какому типу гидроксидов относятся Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Сu(OH) 2 , Fe(OH) 3 ?
2. Какими свойствами обладают амфотерные гидроксиды?
Получение солей.
3.1. В пробирку налить 2 мл раствора CuSO 4 и опустить в этот раствор очищенный гвоздь. (Реакция идет медленно, изменения на поверхности гвоздя появляются через 5-10 мин).
Наблюдения: Происходят ли какие-то изменения с поверхностью гвоздя? Что осаждается?
Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции.
Выводы: Принимая во внимание ряд напряжений металлов, укажите способ получения солей.
3.2. В пробирку поместить одну гранулу цинка и прилить раствор HCl.
Наблюдения: Происходят ли выделение газа?
Написать уравнение
Выводы: Объясните данный способ получения солей?
3.3. В пробирку насыпать немного порошка гашеной извести Ca(OH) 2 и прилить раствор HСl.
Наблюдения: Происходит ли выделение газа?
Написать уравнение происходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).
Вывод: 1. К какому типу относится реакция взаимодействия гидроксида и кислоты?
2.Какие вещества являются продуктами этой реакции?
3.5. В две пробирки налейте по 1 мл растворов солей: в первую – сульфата меди, во вторую – хлорида кобальта. Добавьте в обе пробирки по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадков. Затем добавьте в обе пробирки избыток щелочи.
Наблюдения: Укажите изменения цвета осадков в реакциях.
Написать уравнение происходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).
Вывод: 1. В результате каких реакций образуются основные соли?
2. Как можно перевести основные соли в средние?
Контрольные задания:
1. Из перечисленных веществ выписать формулы солей, оснований, кислот: Ca(OH) 2, Ca(NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH
Zn(OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 .
2. Укажите формулы оксидов, соответствующие перечисленным веществам H 2 SO 4 , H 3 AsO 3 , Bi(OH) 3 , H 2 MnO 4 , Sn(OH) 2 , KOH, H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , Ge(OH) 4 .
3. Какие гидроксиды относятся к амфотерным? Составьте уравнения реакций, характеризующих амфотерность гидроксида алюминия и гидроксида цинка.
4. Какие из указанных соединений будут попарно взаимодействовать: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Составьте уравнения возможных реакций.
Лабораторная работа № 2 (4 ч.)
Тема: Качественный анализ катионов и анионов
Цель: освоить технику проведения качественных и групповых реакций на катионы и анионы.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Основной задачей качественного анализа является установление химического состава веществ, находящихся в разнообразных объектах (биологических материалах, лекарственных препаратах, продуктах питания, объектах окружающей среды). В настоящей работе рассматривается качественный анализ неорганических веществ, являющихся электролитами, т. е. по сути качественный анализ ионов. Из всей совокупности встречающихся ионов выбраны наиболее важные в медико-биологическом отношении: (Fе 3+ , Fе 2+ , Zn 2+ , Са 2+ , Na + , К + , Мg 2+ , Сl - , РО , СО и др.). Многие из этих ионов входят в состав различных лекарственных препаратов и продуктов питания.
В качественном анализе используются не все возможные реакции, а только те, которые сопровождаются отчетливым аналитическим эффектом. Наиболее часто встречающиеся аналитические эффекты: появление новой окраски, выделение газа, образование осадка.
Существуют два принципиально разных подхода к качественному анализу: дробный и систематический . В систематическом анализе обязательно используют групповые реагенты, позволяющие разделить присутствующие ионы на отдельные группы, а в некоторых случаях и на подгруппы. Для этого часть ионов переводят в состав нерастворимых соединений, а часть ионов оставляют в растворе. После отделения осадка от раствора анализ их проводят раздельно.
Например, в растворе имеются ионы А1 3+ , Fе 3+ и Ni 2+ . Если на этот раствор подействовать избытком щелочи, выпадает осадок Fе(ОН) 3 и Ni(ОН) 2 , а в растворе остаются ионы [А1(ОН) 4 ] - . Осадок, содержащий гидроксиды железа и никеля, при обработке аммиаком частично растворится за счет перехода в раствор 2+ . Таким образом, с помощью двух реагентов - щелочи и аммиака были получены два раствора: в одном содержались ионы [А1(ОН) 4 ] - , в другом - ионы 2+ и осадок Fе(ОН) 3 . С помощью характерных реакций затем доказывается наличие тех или иных ионов в растворах и в осадке, который предварительно нужно растворить.
Систематический анализ используют в основном для обнаружения ионов в сложных многокомпонентных смесях. Он очень трудоемок, однако преимущество его заключается в легкой формализации всех действий, укладывающихся в четкую схему (методику).
Для проведения дробного анализа используют только характерные реакции. Очевидно, что присутствие других ионов может значительно искажать результаты реакции (наложение окрасок друг на друга, выпадение нежелательных осадков и т. д.). Во избежание этого в дробном анализе используют в основном высокоспецифические реакции, дающие аналитический эффект с небольшим числом ионов. Для успешного проведения реакций очень важно поддерживать определенные условия, в частности, рН. Очень часто в дробном анализе приходится прибегать к маскировке, т. е. к переводу ионов в соединения, не способные давать аналитический эффект с выбранным реактивом. Например, для обнаружения иона никеля используется диметилглиоксим. Сходный аналитический эффект с этим реагентом дает и ион Fе 2+ . Для обнаружения Ni 2+ ион Fе 2+ переводят в прочный фторидный комплекс 4- или же окисляют до Fе 3+ , например, пероксидом водорода.
Дробный анализ используют для обнаружения ионов в более простых смесях. Время анализа значительно сокращается, однако при этом от экспериментатора требуется более глубокое знание закономерностей протекания химических реакций, так как учесть в одной конкретной методике все возможные случаи взаимного влияния ионов на характер наблюдаемых аналитических эффектов достаточно сложно.
В аналитической практике часто применяют так называемый дробно-систематический метод. При таком подходе используется минимальное число групповых реактивов, что позволяет наметить тактику анализа в общих чертах, который затем осуществляется дробным методом.
По технике проведения аналитических реакций различают реакции: осадочные; микрокристаллоскопические; сопровождающиеся выделением газообразных продуктов; проводимые на бумаге; экстракционные; цветные в растворах; окрашивания пламени.
При проведении осадочных реакций обязательно отмечают цвет и характер осадка (кристаллический, аморфный), при необходимости проводят дополнительные испытания: проверяют осадок на растворимость в сильных и слабых кислотах, щелочах и аммиаке, избытке реактива. При проведении реакций, сопровождающихся выделением газа, отмечают его цвет и запах. В некоторых случаях проводят дополнительные испытания.
Например, если предполагают, что выделяющийся газ – оксид углерода (IV), его пропускают через избыток известковой воды.
В дробном и систематическом анализах широко используются реакции, в ходе которых появляется новая окраска, чаще всего это реакции комплексообразования или окислительно-восстановительные реакции.
В отдельных случаях такие реакции удобно проводить на бумаге (капельные реакции). Реактивы, не подвергающиеся разложению в обычных условиях, наносят на бумагу заранее. Так, для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов применяют бумагу, пропитанную нитратом свинца [происходит почернение за счет образования сульфида свинца(II)]. Многие окислители обнаруживают с помощью йодкрахмальной бумаги, т.е. бумаги, пропитанной растворами иодида калия и крахмала. В большинстве же случаев необходимые реактивы наносят на бумагу во время проведения реакции, например, ализарин на ион А1 3+ , купрон на ион Сu 2+ и др. Для усиления окраски иногда применяют экстракцию в органический растворитель. Для предварительных испытаний используют реакции окрашивания пламени.
Формулы кислот | Названия кислот | Названия соответствующих солей |
HClO 4 | хлорная | перхлораты |
HClO 3 | хлорноватая | хлораты |
HClO 2 | хлористая | хлориты |
HClO | хлорноватистая | гипохлориты |
H 5 IO 6 | иодная | периодаты |
HIO 3 | иодноватая | иодаты |
H 2 SO 4 | серная | сульфаты |
H 2 SO 3 | сернистая | сульфиты |
H 2 S 2 O 3 | тиосерная | тиосульфаты |
H 2 S 4 O 6 | тетратионовая | тетратионаты |
HNO 3 | азотная | нитраты |
HNO 2 | азотистая | нитриты |
H 3 PO 4 | ортофосфорная | ортофосфаты |
HPO 3 | метафосфорная | метафосфаты |
H 3 PO 3 | фосфористая | фосфиты |
H 3 PO 2 | фосфорноватистая | гипофосфиты |
H 2 CO 3 | угольная | карбонаты |
H 2 SiO 3 | кремниевая | силикаты |
HMnO 4 | марганцовая | перманганаты |
H 2 MnO 4 | марганцовистая | манганаты |
H 2 CrO 4 | хромовая | хроматы |
H 2 Cr 2 O 7 | дихромовая | дихроматы |
HF | фтороводородная (плавиковая) | фториды |
HCl | хлороводородная (соляная) | хлориды |
HBr | бромоводородная | бромиды |
HI | иодоводородная | иодиды |
H 2 S | сероводородная | сульфиды |
HCN | циановодородная | цианиды |
HOCN | циановая | цианаты |
Напомню кратко на конкретных примерах, как следует правильно называть соли.
Пример 1 . Соль K 2 SO 4 образована остатком серной кислоты (SO 4) и металлом К. Соли серной кислоты называются сульфатами. K 2 SO 4 - сульфат калия.
Пример 2 . FeCl 3 - в состав соли входит железо и остаток соляной кислоты (Cl). Название соли: хлорид железа (III). Обратите внимание: в данном случае мы не только должны назвать металл, но и указать его валентность (III). В прошлом примере в этом не было необходимости, т. к. валентность натрия постоянна.
Важно: в названии соли следует указывать валентность металла только в том случае, если данный металл имеет переменную валентность!
Пример 3 . Ba(ClO) 2 - в состав соли входит барий и остаток хлорноватистой кислоты (ClO). Название соли: гипохлорит бария. Валентность металла Ва во всех его соединениях равна двум, указывать ее не нужно.
Пример 4 . (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Группа NH 4 называется аммоний, валентность этой группы постоянна. Название соли: дихромат (бихромат) аммония.
В приведенных выше примерах нам встретились только т. н. средние или нормальные соли. Кислые, основные, двойные и комплексные соли, соли органических кислот здесь обсуждаться не будут.
Если вас интересует не только номенклатура солей, но и методы их получения и химические свойства, рекомендую обратиться к соответствующим разделам справочника по химии: "
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