Кислоты
Кислоты, с точки зрения теории электролитической диссоциации, это вещества, диссоцинирующие в растворе с образованием ионов водорода
HNO3 Н++ NO3-
Согласно протонной теории кислот и оснований, кислоты – это вещества, отдающие ионы водорода, т.е. являющиеся донорами протонов.
Кислоты могут быть кислородосодержащими, например, H2SO4, H3PO4 и бескислородными - HCl, H2Se.
Число ионов водорода, образующихся при диссоциации одной молекулы кислоты, определяют ее основность:
HBr - одно-, H2CO3 - двух-, H3 PO4 - трехосновная кислота.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
1 ступень : H2 SO4 H+ + HSO4-
2 ступень: НSO4- H+ + SO4 2-
Химические свойства кислот.
Кислоты взаимодействуют с основаниями, основными оксидами и амфотерными оксидами с образованием солей
H2CO3 + Ca(OH) 2 → CaCO3 + H2O
2HCl + MgO → MgCl2 + H2О
2HNO3 + ZnO → Zn(NO3) + H2О
Кислоты взаимодействуют с металлами:
2НСl + Zn → H2 ↑ + ZnCl 2
Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений Ме) правее водорода, из кислот его не вытесняют.
При взаимодействии кислот с концентрированной серной кислотой образуется SO2. При взаимодействии металлов с концентрированной азотной кислотой образуется NO2, с разбавленной – NO
Ag + 4HNO3 разб. → 3 АgNO3 + NO + 2H2O
Кислоты взаимодействуют с солями
2HCl + К2SiO3 → H2SiO3 ↓ + 2КCl
Названия кислородсодержащих кислот строятся из группового слова «кислота» и прилагательного, которое составляется из русского корня названия элемента, окончания -ая- и суффиксов, указывающих, насколько степень окисления кислотообразующего элемента отличается от максимальной. Для высшей или единственной степени окисления применяют суффиксы -н-, -ов-, -ев- : H3BO3 - борная кислота; H2CO3 - угольная кислота; H2SiO3 - кремниевая кислота; H2CrO4 - хромовая кислота; HNO3 - азотная кислота; HPO3 - метафосфорная кислота; HReO4 - рениевая кислота; H3PO4 - ортофосфорная кислота.
Приставки орто- и мета- применяют, чтобы различать названия кислот, молекулы которых отличаются только «содержанием воды».
Если возможны две степени окисления, то для низшей используют суффиксы -ист-, -овист-: H2SeO3 - селенистая кислота; H2TeO3 - теллуристая кислота; HAsO2 - метамышьяковистая кислота; H3AsO3 - ортомышьяковистая кислота.
В случае трех возможных степеней окисления кислотообразующего элемента, помимо упомянутых суффиксов, для самой низкой (обычно +1) применяется составной суффикс -новатист-: H3PO2 - фосфорноватистая кислота; H2N2O2 - азотноватистая кислота.
В названиях кислот с четырьмя различными степенями окисления последовательно используют суффиксы -н-, -новат-, -ист- и -новатист-: HClO4 - хлорная кислота; HClO3 - хлорноватая кислота; HClO2 - хлористая кислота; HClO3 - хлорноватистая кислота.
Для того, чтобы различить кислоты, содержащие разное количество атомов кислотообразующего элемента в одной степени окисления, применяют числовые приставки: H2Cr2O7 - дихромовая кислота; H2Cr3O10 - трихромовая кислота; H2S2O5 - дисернистая кислота
Оксокислоты, в которых атомы кислорода замещены на атомы серы (частично или полностью) или на пероксогруппы (-О-О-), получают к своему названию приставку соответственно тио- или пероксо- (по необходимости, с числовой приставкой): H2S2O3 (H2SO3S) - тиосерная кислота; H2CS3 - тритиоугольная кислота; HNO4 (HNO2(O2)) - пероксоазотная кислота; H2S2O8 (H2S2O6(O2) - пероксодисерная кислота.
- Е.С. Денисова
- Министерство транспорта Российской Федерации Федеральное агентство морского и речного транспорта___
- Е.С. Денисова
- Раздел 1. Общая и неорганическая химия Лекция 1. Количественные законы химии и стехиометрические расчёты
- Лекция 2. Строение атома и периодическая система Менделеева
- Электронные конфигурации атомов элементов Периодической системы.
- Периодическая система д.И. Менделеева
- Лекция 3. Химическая связь
- Металлическая связь
- Водородная связь
- Лекция 4. Химия элементов
- Химия s- элементов
- Химия р- элементов
- Атомы элементов подгруппы в основном состоянии имеют следующее строение внешней электронной оболочки: ns2np2 , в возбужденном ns1np3.
- Характеристика элементов главной подгруппы V группы Атомы элементов подгруппы имеют следующее строение внешней электронной оболочки: ns2np3.
- Лекция 5. Основные классы неорганических соединений
- Кислоты
- Основания или гидроксиды металлов
- Раздел 2. Физическая химия Лекция 6. Энергетика химических процессов
- Скорость химической реакции
- Химическое равновесие
- Лекция 8. Растворы
- Растворы электролитов
- Гидролиз солей
- Лекция 9. Окислительно-восстановительные реакции
- Лекция 10. Электролиз как окислительно-восстановительный процесс
- Теоретическое обоснование процессов электролиза.
- Равен 2,010 в, что значительно превышает стандартный потенциал окисления воды (1,228 в). Стандартный потенциал окисления иона f- имеет ещё большее значение (2,87 в).
- Лекция 11. Коррозия металлов и методы защиты от коррозии
- Раздел 3. Коллоидная химия Лекция 12. Поверхностные явления и адсорбция
- Лекция 13. Дисперсные системы. Коллоидные растворы
- Методы получения лиофобных коллоидов.
- Свойства коллоидных растворов
- Ответ: для коагуляции требуется 0,17 мл раствора сульфата алюминия. Коллоидные растворы в природе и технике.
- Качественный анализ вещества
- Примеры качественных реакций на катионы
- Примеры качественных реакций на анионы
- Лекция 15. Количественный анализ вещества
- Инструментальные методы анализа
- Раздел 5. Высокомолекулярные соединения Лекция 16. Полимеры
- Общая характеристика и классификация
- Методы получения полимеров
- Свойства полимеров
- Лекция 17. Применение полимеров
- Углеводы
- Нуклеотиды Известно четыре нуклеотида, которые называются аденин, гуанин, тимин, цитозин и урацил, они являются азотистыми основаниями.
- Библиографический список
- 644099, Г. Омск, ул. И. Алексеева, 4
- 644012, Г. Омск, ул. 9 Дунайская, 20