Содержание:
Классификация
Основная формула минеральных кислот – HnAc, 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: HnХ, 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: НnXОm, 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)2>
В зависимости от значения константы химического равновесия, также называемой константой кислотности Ka [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_2>
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 Ka на очень слабые (≤10 −7 ), слабые (
10 −2 ), средней силы (
10 3 ), очень сильные (≥10 8 ).
Для неорганических кислородсодержащих кислот вида HnXOm 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>>> 3>
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 Кa 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_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_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_
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>]^<->>>> 3>
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 <mathsf2> <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 <mathsf5>3>2> <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 <mathsf2> <2>+Cl_<2>
ightarrow 2HCl>>>
- Реакции ионного обмена на поверхности ионообменных смол: хемосорбция катионов растворенных солей и замена их на Н + .
2>
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.