Кислота и ее свойства. Неорганические кислоты

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


Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.

По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H 2 SO 4 серная кислота, H 2 SO 3 сернистая кислота, HNO 3 азотная кислота, H 3 PO 4 фосфорная кислота, H 2 CO 3 угольная кислота, H 2 SiO 3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H 2 S сероводородная кислота).

В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO 3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H 2 SO 4 – двухосновная и т.д.

Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.

Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.

Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – это сложные остатки.

В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H 2 SO 4 – серная; H 2 SO 3 – угольная; H 2 SiO 3 – кремниевая и т.д.

Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO 3 – азотная, HNO 2 – азотистая.

Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Растворы полученных газообразных веществ HCl и H 2 S и являются кислотами.

При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.

Химические свойства кислот

Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.

Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах - они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.

Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:

1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;

2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H +).

При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

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.

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.

Не стоит недооценивать роль кислот в нашей жизни, ведь многие из них просто незаменимы в повседневной жизни. Для начала давайте вспомним, что такое кислоты. Это сложные вещества. Формула записывается следующим образом: HnA, где H – водород, n – количество атомов, А – кислотный остаток.

К основным свойствам кислот относят возможность заменять молекулы атомов водорода на атомы металлов. Большинство из них не только едкие, а и очень ядовитые. Но есть и такие, с которыми мы сталкиваемся постоянно, без вреда для своего здоровья: витамин С, лимонная кислота, молочная кислота. Рассмотрим основные свойства кислот.

Физические свойства

Физические свойства кислот, часто помогают найти ключ для установления их характера. Кислоты могут существовать в трех видах: твердом, жидком и газообразном. Например: азотная (HNO3) и серная кислота (H2SO4) - это бесцветные жидкости; борная (H3BO3) и метафосфорная (HPO3) – твердые кислоты. Некоторые из них имеют цвет и запах. Разные кислоты по-разному растворяются в воде. Есть и нерастворимые: H2SiO3 – кремниевая. Жидкие вещества имеют кислый вкус. Название некоторым кислотам дали плоды, в которых они находятся: яблочная кислота, лимонная кислота. Другие же получили свое название от химических элементов, содержащихся в них.

Классификация кислот

Обычно кислоты классифицируют по нескольким признакам. Самый первый - это, по содержанию кислорода в них. А именно: кислородосодержащие (HClO4 – хлорная) и бескислородные (H2S – сероводородная).

По числу атомов водорода (по основности):

  • Одноосновная – содержится один атом водорода (HMnO4);
  • Двухосновная – имеет два атома водорода (H2CO3);
  • Трехосновные, соответственно, имеют три атома водорода (H3BO);
  • Полиосновные – имеют четыре и более атомов, встречаются редко (H4P2O7).

По классам химических соединений, делятся на органические и неорганические кислоты. Первые, в основном, встречаются в продуктах растительного происхождения: уксусная, молочная, никотиновая, аскорбиновая кислоты. К неорганическим кислотам относятся: серная, азотная, борная, мышьяковая. Спектр их применения довольно таки широк от промышленных потребностей (изготовление красителей, электролитов, керамики, удобрений и т.д.) до приготовления пищи или прочистки канализаций. Также кислоты можно классифицировать по силе, летучести, устойчивости и растворимости в воде.

Химические свойства

Рассмотрим основные химические свойства кислот.

  • Первое - это взаимодействие с индикаторами. В качестве индикаторов используются лакмус, метилоранж, фенолфталеин и универсальная индикаторная бумага. В растворах кислот окраска индикатора сменит цвет: лакмус и универсальная инд. бумага станут красными, метилоранж – розовым, фенолфталеин останется бесцветным.
  • Второе – взаимодействие кислот с основаниями. Такую реакцию еще называют нейтрализацией. Кислота вступает в реакцию с основанием, в результате чего мы имеем соль + вода. Например: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
  • Так как почти все кислоты хорошо растворяются в воде, нейтрализацию можно проводить как с растворимыми, так и нерастворимыми основаниями. Исключение составляет кремниевая кислота, она почти не растворима в воде. Для ее нейтрализации требуются такие основания, как KOH или NaOH (они растворимы в воде).
  • Третье – взаимодействие кислот с основными оксидами. Здесь так же происходит реакция нейтрализации. Основные оксиды являются близкими «родственниками» оснований, следовательно, реакция та же. Мы очень часто используем эти окислительные свойства кислот. Например, для удаления ржавчины с труб. Кислота реагирует с оксидом, превращаясь в растворимую соль.
  • Четвертое – реакция с металлами. Не все металлы одинаково хорошо вступают в реакцию с кислотами. Их разделяют на активные (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) и неактивные (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Так же стоит обращать внимание на силу кислоты (сильные, слабые). Например, соляная и серная кислоты способны вступать в реакцию со всеми неактивными металлами, а лимонная и щавелевая кислоты настолько слабы, что очень медленно реагируют даже с активными металлами.
  • Пятое – реакция кислородосодержащих кислот на нагревание. Почти все кислоты этой группы при нагревании распадаются на кислородный оксид и воду. Исключение составляют угольная (H3PO4) и сернистая кислоты (H2SO4). При нагревании они распадаются на воду и газ. Это надо запомнить. Вот и все основные свойства кислот.