Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания – водородная:

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания – водородная:

HF - фтороводородная кислота HCl — хлороводородная кислота

HBr - бромоводородная кислота; HI — иодоводородвая кислота;

H₂S — сероводородная кислота H₂Se — селеноводородная кислота

Хорошо известно, что хлорноватистая кислота НСlO является очень слабой кислотой, НClO₂ - также слабая, но сильнее хлорноватистой, НClO₃ – сильная кислота. Хлористая кислота НClO₄ – самая сильная из кислот в этом ряду и одна из самых сильных среди всех неорганических кислот. Для понимания такой закономерности рассмотрим структурные формулы этих кислот:

Для диссоциации по кислотному типу необходим разрыв связи О — Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO – НClO₂ – НClO₃ – НClO₄? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи О — С1 оттягивается некоторая доля электронной плотности. В результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи О — Н, которая за счет этого ослабляется.

Такая закономерность — усиление кислотных свойств с возрастанием степени окисления центрального атома – характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кислота НNO₃, в которой степень окисления азота равна +5, является более сильной кислотой, чем азотистая кислота HNO₂ (степень окисления азота +3)

Получение 1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом, например:

2. Кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов с водой SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

3. Кислоты можно получать по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

Химические свойства можно разделить на две группы: 1) общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона H⁺ (иона гидроксония Н₃О⁺), и 2) специфические, т. е. характерные для конкретных кислот.

Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окислительно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а с другой стороны, вступать в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов (кислотно-основное взаимодействие).

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:

К этому же типу превращений относятся реакции с основными оксидами и основаниями

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O, а также со средними, основными, а иногда и кислыми солями:

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, поэтому такие кислоты наряду со средними солями часто образуют кисые (в случае избытка реагирующей кислоты):

Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски, что издавна используется для качественного обнаруже­ния кислот в растворах.

В качестве индикаторов используют лакмус (в нейтральной среде – фиолетовый, в кислой – красный, в щелочной – синий), метиловый оранжевый (в кислой среде – красный, в нейтральной – оранжевый, в щелочной – желтый), конго красный (в сильно кислой среде – синий, в нейтральной и щелочной – красный) и многие другие.

Вторая группа превращений кислот связана со специфическими особенностями различных кислот и подразделяется на два типа: реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и окислительно-восстановительные превращения. Если реакции первой группы, связанные с наличием иона Н⁺ были общими для всех кислот (качественные реакции для обнаружения кислот вообще), то реакции второй группы могут служить качественными на отдельные кислоты:

Другой большой подкласс специфических свойств кислот связан с их ОВР. Так, бескислородные кислоты в водном растворе

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только тогда, когда центральный атом находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте: 6KOH + 3Cl₂ = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (), проявляют свойства сильных окислителей/

Соли

Классификация • номенклатура. Определение солей с точки зрения теории диссоциации дано ранее. Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла, в кислых солях они замещены только частично, в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

Существуют также некоторые другие типы солей, например:

двойные соли, в которых содержатся два разных катиона и один анион: CaCO₃ × MgCO₃ (доломит), KCl × NaCl (сильвинит), KA1(SO₄)₂ (алюмокалиевые квасцы); смешанные соли, в которых содержится один катион и два разных аниона: CaOCl₂; комплексные соли, в состав которых входит комплексный ион, состоящий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами: К₄[Fе(СN)₆] (желтая кровяная соль), К₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль), гидратные соли, в которых содержатся молекулы кристаллизационной воды: CuS0₄×5H₂O (медный купорос).

Название солей образуется из названия аниона, за которым следует название катиона.

Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс -ид, например хлорид натрия NaCI, сульфид железа (II) FeS и др.

Для солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание -ат для высших степеней окисления, -ит для более низких (для некоторых кислот используется приставка гипо- для низких степеней окисления неметалла; для солей хлорной и марганцовой кислот используется приставка пер-): карбонат кальция СаСОз, сульфат железа (III) Fe₂(SO₄)₃, сульфит железа (II) FeSO₃, гипохлорит калия KOC1, хлорит калия КсlO₂, хлорат калия КсlO₃, перхлорат калия КС1O₄, перманганат калия КмnO₄, дихромат калия К₂Сг₂O₇.

Кислые и основные соли можно рассматривать как продукт неполного превращения кислот и оснований. По международной номенклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначается приставкой гидро-, а группа ОН – приставкой гидрокси-; NaHS – гидросульфид натрия, NaHSO₃ – гидросульфит натрия, Mg(OH)С1 – гидроксихлорид магния, А1(ОН)₂С1 – дигидроксихлорид алюминия.

В названиях комплексных ионов сначала указываются лиганды и завершается названием металла с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках). В названиях комплексных катионов используются русские названия металлов, например: [Сu(NH₃)₄]С1₃ – хлорид тетраамминмеди (II), [Ag(NH₃)₂]SO₄ – сульфат диамминсеребра (I). В названиях комплексных анионов используются латинские названия металлов с суффиксом -ат, например: К[А1(ОН)₄] – тетрагидроксиалюминат калия, Na[Cr(ОН)₄] – тетрагидроксихромат натрия, К₄[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат (II) калия.

Названия гидратных солей образуются двумя способами. Можно воспользоваться системой наименования комплексных катионов, описанной выше; например, медный купорос [Сu(H₂O)₅]SO₄ (или СuSO₄ × 5H₂O) в таком случае будет называться сульфат пентаакво меди (II). Однако для наиболее известных гидратных солей чаще всего степень гидратации указывают числовой приставкой к слову «гидрат», например: CuS0₄ × 5Н₂О — пентагидрат сульфата меди (II).

Способы получения в химические свойства. Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса.

Соли бескислородных кислот, кроме того, могут быть получены при непосредственном взаимодействии металлов и неметаллов (С1, S и др.).

Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются:

При химических реакциях солей проявляются особенности как катионов, так и анионов, входящих в их состав. Ионы металлов, находящиеся в растворах, могут вступать в реакции с другими анионами с образованием нерастворимых соединений или же в окислительно-восстановительные реакции:

Первые две реакции показывают, что соли могут реагировать с кислотами, солями или основаниями, а последние указывают на окислительные и восстановительные свойства солей.

Анионы, входящие в состав солей, могут соединяться с катионами с образованием осадков или малодиссоциированных соединений, а также участвовать в ОВР:

Дата добавления: 2015-09-30