Сильные кислоты список с названиями

Классификация

Основная формула минеральных кислот – H_nAc, где Ac – кислотный остаток. В зависимости от состава кислотного остатка выделяют два типа кислот:

• кислородные, содержащие кислород;
• бескислородные, состоящие только из водорода и неметалла.

Основной список неорганических кислот в соответствии с типом представлен в таблице.

Название

Формула

Кремниевые – метакремниевая и ортокремниевая

Кроме того, в соответствии со свойствами кислоты классифицируются по следующим признакам:

• растворимость: растворимые (HNO₃, HCl) и нерастворимые (H₂SiO₃);
• летучесть: летучие (H₂S, HCl) и нелетучие (H₂SO₄, H₃PO₄);
• степень диссоциации: сильные (HNO₃) и слабые (H₂CO₃).

Рис. 1. Схема классификации кислот.

Для обозначения минеральных кислот используются традиционные и тривиальные названия. Традиционные названия соответствуют наименованию элемента, который образует кислоту с добавлением морфем -ная, -овая, а также -истая, -новатая, -новатистая для обозначения степени окисления.

Получение

Основные методы получения кислот представлены в таблице.

Метод

Описание

Примеры

Взаимодействие простых веществ

Образование бескислородных кислот

Взаимодействие оксидов с водой

Образование кислородных кислот

Взаимодействие солей с растворами кислот

Получение слабых кислот

Под действием электричества водные растворы солей образуют сильные кислоты

Свойства

Большинство кислот – жидкости с кислым вкусом. Вольфрамовая, хромовая, борная и несколько других кислот находятся в твёрдом состоянии при нормальных условиях. Некоторые кислоты (Н₂СО₃, H₂SO₃, HClO) существуют только в виде водного раствора и относятся к слабым кислотам.

Рис. 2. Хромовая кислота.

Кислоты – активные вещества, реагирующие:

Все реакции сопровождаются образованием солей.

Возможна качественная реакция с изменением цвета индикатора:

• лакмус окрашивается в красный;
• метил оранж – в розовый;
• фенолфталеин не меняется.

Рис. 3. Цвета индикаторов при взаимодействии кислоты.

Химические свойства минеральных кислот определяются способностью диссоциироваться в воде с образованием катионов водорода и анионов водородных остатков. Кислоты, реагирующие с водой необратимо (диссоциируются полностью) называются сильными. К ним относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная.

Что мы узнали?

Неорганические кислоты образованы водородом и кислотным остатком, которым являются атомы неметалла или оксид. В зависимости от природы кислотного остатка кислоты классифицируются на бескислородные и кислородсодержащие. Все кислоты имеют кислый вкус и способны диссоциироваться в водной среде (распадаться на катионы и анионы). Кислоты получают из простых веществ, оксидов, солей. При взаимодействии с металлами, оксидами, основаниями, солями кислоты образуют соли.

Кислоты — это химические соединения, которые способны отдавать катион водорода (также называют кислоты Бренстеда), либо соединения, которые способны принимать электронную пару с образованием ковалентной связи (кислоты Льюиса).

Физические свойства: жидкие или твердые вещества, некоторые хорошо растворяются в воде, имеют кислый вкус.

Классификация кислот схема

Кислоты подразделяют по наличию кислорода (кислородные, безкислородные), по основности (одноосновные, многоосновные), по летучести (летучие, нелетучие), по силе (сильные, слабые), по стабильности (стабильные, нестабильные) и по растворимости в воде (растворимые, нерастворимые).

Неоргани́ческие (минера́льные) кисло́ты — неорганические вещества, обладающие комплексом физико-химических свойств, которые присущи кислотам. Вещества кислотной природы известны для большинства химических элементов за исключением щелочных и щёлочноземельных металлов.

Содержание

Свойства и классификация неорганических кислот [ править | править код ]

Формы существования и агрегатное состояние [ править | править код ]

Большинство неорганических кислот при обычных условиях существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (ортофосфорная, борная, вольфрамовая, поликремниевые (гидраты SiO₂) и др.). Кислотами также являются водные растворы некоторых газообразных соединений (галогеноводородов, сероводорода H₂S, диоксида азота NO₂, диоксида углерода CO₂ и др.). Некоторые кислоты (например, угольную Н₂СО₃, сернистую Н₂SO₃, хлорноватистую HClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений, они существуют только в растворе.

По химическому составу различают бескислородные кислоты (HCl, H₂S, HF, HCN) и кислородсодержащие (оксокислоты)(H₂SO₄, H₃PO₄) [1] . Состав бескислородных кислот можно описать формулой: H_nХ, где Х — химический элемент образующий кислоту (галоген, халькоген) или бескислородный радикал: например, бромоводородная HBr, циановодородная HCN, азидоводородная HN₃ кислоты. В свою очередь, все кислородсодержащие кислоты имеют состав, который можно выразить формулой: Н_nXО_m, где X — химический элемент, образующий кислоту.

Равновесные процессы в водных растворах [ править | править код ]

Химические свойства кислот определяются способностью их молекул диссоциировать в водной среде с образованием гидратированных ионов H + и анионов кислотных остатков А – :

H A + H 2 O ⇄ H 3 O + + A − <displaystyle <mathsf <2>O
ightleftarrows H_<3>O^<+>+A^<->>>> H A → H + + A − <displaystyle <mathsf +A^<->>>> (упрощённая запись)

В зависимости от значения константы химического равновесия, также называемой константой кислотности K_a [2] , выделяют сильные и слабые кислоты:

10^<7>>>> H N O 2 → H + + N O 2 − K a 10 − 5 <displaystyle <mathsf <2>
ightarrow H^<+>+NO_<2>^<-> K_

10^<-5>>>>

Из числа распространённых кислот к сильным относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная. Азотистая HNO₂, угольная H₂CO₃ (CO₂·H₂O), фтороводородная HF – примеры слабых кислот. Также используется более детальная классификация по значению K_a на очень слабые (≤10 −7 ), слабые (

10 −2 ), средней силы (

10 3 ), очень сильные (≥10 8 ).

Для неорганических кислородсодержащих кислот вида H_nXO_m известно эмпирическое правило, по которому значение первой константы связано со значением (m – n). При (m – n) = 0 кислота очень слабая, при 1 — слабая, при 2 — сильная, и, наконец, при 3 — кислота очень сильная [3] :

Кислота	Значение (m – n)	Ka
HClO		10 −8
H3AsO3		10 −10
Н2SО3	1	10 −2
Н3РО4	1	10 −2
HNO3	2	10 1
H2SO4	2	10 3
HClO4	3	10 10

Данная закономерность обусловлена усилением поляризации связи Н-О вследствие сдвига электронной плотности от связи к электроотрицательному атому кислорода по подвижным π-связям Э=O и делокализацией электронной плотности в анионе.

Неорганические кислоты обладают свойствами, общими для всех кислот, среди которых: окрашивание индикаторов, растворение активных металлов с выделением водорода (кроме HNO₃), способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:

2 H C l + M g → M g C l 2 + H 2 ↑ <displaystyle <mathsf <2HCl+Mg
ightarrow MgCl_<2>+H_<2>uparrow >>> H N O 3 + N a O H → N a N O 3 + H 2 O <displaystyle <mathsf <3>+NaOH
ightarrow NaNO_<3>+H_<2>O>>> 2 H C l + C a O → C a C l 2 + H 2 O <displaystyle <mathsf <2HCl+CaO
ightarrow CaCl_<2>+H_<2>O>>>

Число атомов водорода, отщепляемых от молекулы кислоты и способных замещаться на металл с образованием соли, называется основностью кислоты. Кислоты можно разделить на одно-, двух- и трехосновные. Кислоты с более высокой основностью неизвестны.

Одноосновными являются многие неорганические кислоты: галогеноводородные вида HHal, азотная HNO₃, хлорная HClO₄, роданистоводородная HSCN и др. Серная H₂SO₄, хромовая H₂CrO₄, сероводородная H₂S служат примерами двухосновных кислот и т. д.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя константа кислотности, причем всегда каждая последующая К_a меньше предыдущей ориентировочно на пять порядков. Ниже показаны уравнения диссоциации трехосновной ортофосфорной кислоты:

H 3 P O 4 ⇄ H + + H 2 P O 4 − K a 1 = 7 ⋅ 10 − 3 <displaystyle <mathsf <3>PO_<4>
ightleftarrows H^<+>+H_<2>PO_<4>^<-> K_=7cdot 10^<-3>>>> H 2 P O 4 − ⇄ H + + H P O 4 2 − K a 2 = 6 ⋅ 10 − 8 <displaystyle <mathsf <2>PO_<4>^<->
ightleftarrows H^<+>+HPO_<4>^<2-> K_=6cdot 10^<-8>>>> H P O 4 2 − ⇄ H + + P O 4 3 − K a 3 = 1 ⋅ 10 − 12 <displaystyle <mathsf <4>^<2->
ightleftarrows H^<+>+PO_<4>^<3-> K_=1cdot 10^<-12>>>>

Основность определяет число рядов средних и кислых солей − производных кислоты [4] .

К замещению способны только атомы водорода, входящие в состав гидроксигрупп −OH, поэтому, например, ортофосфорная кислота H₃PO₄ образует средние соли — фосфаты вида Na₃PO₄, и два ряда кислых − гидрофосфаты Na₂HPO₄ и дигидрофосфаты NaH₂PO₄. Тогда как, у фосфористой кислоты H₂(HPO₃) только два ряда − фосфиты и гидрофосфиты, а у фосфорноватистой кислоты H(H₂PO₂) − только ряд средних солей − гипофосфитов.

Исключение составляет борная кислота H₃BO₃, которая в водном растворе существует в виде одноосновного гидроксокомплекса:

H 3 B O 3 + 2 H 2 O ⇄ H 3 O + [ B ( O H ) 4 ] − <displaystyle <mathsf <3>BO_<3>+2H_<2>O
ightleftarrows H_<3>O^<+>[B(OH)_<4>]^<->>>>

Современные теории кислот и оснований значительно расширяют понятие кислотных свойств. Так, кислота Льюиса — вещество, молекулы или ионы которого способны принимать электронные пары, в том числе и не содержащие ионов водорода: например, катионы металлов (Ag + , Fe 3+ ), ряд бинарных соединений (AlCl₃, BF₃, Al₂O₃, SO₃, SiO₂). Протонные кислоты рассматриваются теорией Льюиса как частный случай класса кислот.

Окислительно-восстановительные свойства [ править | править код ]

Все пероксокислоты и многие кислородсодержащие кислоты (азотная HNO₃, серная H₂SO₄, марганцовая HMnO₄, хромовая Н₂CrO₄, хлорноватистая HClO и др.) — сильные окислители. Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей; при том окислительные свойства сильно ослабевают при разбавлении кислот (например, свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты). Неорганические кислоты также всегда менее термически устойчивы, чем их соли. Указанные различия связаны с дестабилизирующим действием сильнополяризованного атома водорода в молекуле кислоты. Наиболее выразительно это проявляется в свойствах кислородсодержащих кислот-окислителей, например, хлорной и серной. Этим же объясняется невозможность существования вне раствора ряда кислот при относительной стабильности их солей. Исключение составляет азотная кислота и её соли, проявляющие сильно выраженные окислительные свойства вне зависимости от разбавления раствора. Такое поведение связано с особенностями строения молекулы HNO₃.

Номенклатура [ править | править код ]

Номенклатура неорганических кислот прошла долгий путь развития и складывалась постепенно. Наряду с систематическими названиями кислот широко применяются традиционные и тривиальные. Некоторые распространённые кислоты могут в различных источниках иметь разные названия: например, водный раствор HCl может именоваться соляной, хлороводородной, хлористоводородной кислотой.

Традиционные русские названия кислот образованы прибавлением к названию элемента морфем -ная или -овая (хлорная, серная, азотная, марганцовая). Для разных кислородсодержащих кислот, образованных одним элементом, используется -истая для более низкой степени окисления (сернистая, азотистая). В ряде случаев для промежуточных степеней окисления дополнительно используются морфемы -новатая и -новатистая (см. ниже названия кислородсодержащих кислот хлора).

Традиционные названия некоторых неорганических кислот и их солей приведены в таблице:

Формула кислоты	Традиционное название	Тривиальное название	Название соли
H3AsO4	Мышьяковая	Арсенаты
H3ВO3	Борная	Бораты
Н2СО3 (CO2•H2O)	Угольная	Карбонаты
НCN	Циановодородная	Синильная	Цианиды
Н2CrO4	Хромовая	Хроматы
НМnO4	Марганцовая	Перманганаты
HNO3	Азотная	Нитраты
HNO2	Азотистая	Нитриты
Н3РО4	Ортофосфорная	Фосфорная	Ортофосфаты
H2SO4	Серная	Сульфаты
Н2SiO3 (SiO2•H2О)	Метакремниевая	Кремниевая	Метасиликаты
H4SiO4 (SiO2•2H2O)	Ортокремниевая		Ортосиликаты
H2S	Сероводородная	Сульфиды
HF	Фтороводородная	Плавиковая	Фториды
НCl	Хлороводородная	Соляная	Хлориды
НВr	Бромоводородная	Бромиды
HI	Иодоводородная	Иодиды

Для менее известных кислот, содержащих кислотообразующие элементы в переменных степенях окисления, обычно применяются систематические названия.

В систематических названиях кислот к корню латинского названия кислотообразующего элемента добавляют суффикс -ат, а названия остальных элементов или их групп в анионе приобретают соединительную гласную -о. В скобках указывают степень окисления кислотообразующего элемента, если она имеет целочисленное значение. В противном случае в название включают и число атомов водорода [5] . Например (в скобках традиционные названия):

HClO₄ — тетраоксохлорат(VII) водорода (хлорная кислота) HClO₃ — триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота) HClO₂ — диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота) HClO — оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота) H₂Cr₂O₇ — гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота) H₂S₄O₆ — гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота) Н₂В₄О₆ — гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота) HAuCl₄ — тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота) H[Sb(OH)₆] — гексагидроксостибат(V) водорода

Ниже приведены корни латинских названий кислотообразующих элементов, не совпадающие с корнями русских названий тех же элементов: Ag — аргент(ат), As — арсен(ат), Аu — аур(ат), Cu — купр(ат), Fe — ферр(ат), Hg — меркур(ат), Pb — плюмб(ат), Sb — стиб(ат), Si — силик(ат), Sn — станн(ат), S — сульф(ат).

В формулах тиокислот, образованных из оксикислот замещением атомов кислорода на атомы серы, последние помещают в конце: H₃PO₃S — тиофосфорная кислота, H₂SO₃S — тиосерная кислота.

Общие методы получения кислот [ править | править код ]

Существует множество методов получения кислот, в т. ч. общих, среди которых в промышленной и лабораторной практике можно выделить следующие:

• Взаимодействие кислотных оксидов (ангидридов) с водой, например:

P 2 O 5 + 3 H 2 O → 2 H 3 P O 4 <displaystyle <mathsf <2>O_<5>+3H_<2>O
ightarrow 2H_<3>PO_<4>>>>2 C r O 3 + H 2 O → H 2 C r 2 O 7 <displaystyle <mathsf <2CrO_<3>+H_<2>O
ightarrow H_<2>Cr_<2>O_<7>>>>

• Вытеснение более летучей кислоты из её соли менее летучей кислотой, например:

C a F 2 + H 2 S O 4 → C a S O 4 + 2 H F ↑ <displaystyle <mathsf <2>+H_<2>SO_<4>
ightarrow CaSO_<4>+2HFuparrow >>>K N O 3 + H 2 S O 4 → K H S O 4 + H N O 3 ↑ <displaystyle <mathsf <3>+H_<2>SO_<4>
ightarrow KHSO_<4>+HNO_<3>uparrow >>>

• Гидролиз галогенидов или солей, например:

P C l 5 + 4 H 2 O → H 3 P O 4 + 5 H C l <displaystyle <mathsf <5>+4H_<2>O
ightarrow H_<3>PO_<4>+5HCl>>>A l 2 S e 3 + 6 H 2 O → 2 A l ( O H ) 3 + 3 H 2 S e <displaystyle <mathsf <2>Se_<3>+6H_<2>O
ightarrow 2Al(OH)_<3>+3H_<2>Se>>>

• Синтез бескислородных кислот из простых веществ:

H 2 + C l 2 → 2 H C l <displaystyle <mathsf <2>+Cl_<2>
ightarrow 2HCl>>>

• Реакции ионного обмена на поверхности ионообменных смол: хемосорбция катионов растворенных солей и замена их на Н + .

Применение [ править | править код ]

Минеральные кислоты широко применяют в металло- и деревообработке, текстильной, лакокрасочной, нефтегазовой и других отраслях промышленности и в научных исследованиях. К числу веществ, производимых в наибольшем объёме, относятся серная, азотная, фосфорная, соляная кислоты. Суммарное годовое производство в мире этих кислот исчисляется сотнями миллионов тонн в год.

В металлообработке они часто используются для травления железа и стали и в качестве очищающих агентов перед сваркой, металлизацией, окраской или гальванической обработкой.

Серная кислота, метко названная Д. И. Менделеевым «хлебом промышленности», применяется в производстве минеральных удобрений, для получения других минеральных кислот и солей, в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ, в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной, пищевой и др. отраслях промышленности, в промышленном органическом синтезе и т. п.

Соляная кислота применяется для кислотной обработки, очищения руд олова и тантала, для производства патоки из крахмала, для удаления накипи с котлов и теплообменного оборудования ТЭЦ. Она также используется в качестве дубильного вещества в кожевенной промышленности.

Азотная кислота применяется при получении аммонийной селитры, использующейся в качестве удобрения и в производстве взрывчатых веществ. Кроме того, она применяется в процессах органического синтеза, в металлургии, при флотации руды и для переработки отработанного ядерного топлива.

Ортофосфорную кислоту широко используют при производстве минеральных удобрений. Она используется при пайке в качестве флюса (по окисленой меди, по чёрному металлу, по нержавеющей стали). Входит в состав ингибиторов коррозии. Также применяется в составе фреонов в промышленных морозильных установках как связующее вещество.

Пероксокислоты, кислородсодержащие кислоты хлора, марганца, хрома находят применение как сильные окислители.