Gli acidi possono essere classificati in base a diversi criteri:
1) La presenza di atomi di ossigeno nell'acido
2) Basicità dell'acido
La basicità di un acido è il numero di atomi di idrogeno “mobili” nella sua molecola, capaci di essere scissi dalla molecola di acido durante la dissociazione sotto forma di cationi idrogeno H +, e anche sostituiti da atomi di metallo:
4) Solubilità
5) Stabilità
7) Proprietà ossidanti
Proprietà chimiche degli acidi
1. Capacità di dissociarsi
Gli acidi si dissociano in soluzioni acquose in cationi idrogeno e residui acidi. Come già accennato, gli acidi si dividono in ben dissocianti (forti) e poco dissocianti (deboli). Quando si scrive l'equazione di dissociazione per gli acidi monobasici forti, viene utilizzata una freccia rivolta verso destra () o un segno uguale (=), il che mostra che tale dissociazione è virtualmente irreversibile. Ad esempio, l'equazione di dissociazione forte di acido cloridrico può essere scritto in due modi:
oppure in questa forma: HCl = H + + Cl -
oppure in questo modo: HCl → H++ Cl -
In effetti, la direzione della freccia ci dice che il processo inverso di combinazione dei cationi idrogeno con residui acidi (associazione) praticamente non si verifica negli acidi forti.
Nel caso in cui vogliamo scrivere l'equazione di dissociazione di un acido monoprotico debole, dobbiamo usare due frecce nell'equazione al posto del segno. Questo segno riflette la reversibilità della dissociazione degli acidi deboli: nel loro caso, il processo inverso di combinazione dei cationi idrogeno con residui acidi è fortemente pronunciato:
CH 3 COOH CH 3 COO — + H +
Gli acidi polibasici si dissociano gradualmente, cioè I cationi idrogeno vengono separati dalle loro molecole non simultaneamente, ma uno per uno. Per questo motivo la dissociazione di tali acidi è espressa non da una, ma da diverse equazioni, il cui numero è uguale alla basicità dell'acido. Ad esempio, la dissociazione dell'acido fosforico tribasico avviene in tre fasi con la separazione alternata dei cationi H+:
H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —
H2PO4 - H + + HPO4 2-
HPO 4 2- H + + PO 4 3-
Va notato che ogni fase successiva di dissociazione avviene in misura minore rispetto a quella precedente. Cioè, le molecole di H 3 PO 4 si dissociano meglio (in misura maggiore) degli ioni H 2 PO 4 -, che, a loro volta, si dissociano meglio degli ioni HPO 4 2-. Questo fenomeno è associato ad un aumento della carica dei residui acidi, a seguito del quale aumenta la forza del legame tra loro e gli ioni H + positivi.
L'eccezione agli acidi polibasici è acido solforico. Poiché questo acido si dissocia bene in entrambi gli stadi, è consentito scrivere l'equazione della sua dissociazione in uno stadio:
H2SO42H + +SO42-
2. Interazione degli acidi con i metalli
Il settimo punto nella classificazione degli acidi sono le loro proprietà ossidanti. È stato affermato che gli acidi sono agenti ossidanti deboli e agenti ossidanti forti. La stragrande maggioranza degli acidi (quasi tutti tranne H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3) sono agenti ossidanti deboli, poiché possono mostrare la loro capacità ossidante solo grazie ai cationi idrogeno. Tali acidi possono ossidare solo quei metalli che si trovano nella serie di attività a sinistra dell'idrogeno, e come prodotti si formano il sale del metallo corrispondente e l'idrogeno. Per esempio:
H 2 SO 4 (diluito) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + Fe FeCl 2 + H 2
Per quanto riguarda gli acidi ossidanti forti, ad es. H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3, quindi l'elenco dei metalli su cui agiscono è molto più ampio e comprende tutti i metalli prima dell'idrogeno nella serie di attività, e quasi tutto dopo. Cioè, l'acido solforico concentrato e l'acido nitrico di qualsiasi concentrazione, ad esempio, ossideranno anche i metalli a bassa attività come rame, mercurio e argento. L'interazione dell'acido nitrico e dell'acido solforico concentrato con i metalli, così come con alcune altre sostanze, a causa della loro specificità, sarà discussa separatamente alla fine di questo capitolo.
3. Interazione di acidi con ossidi basici e anfoteri
Gli acidi reagiscono con gli ossidi basici e anfoteri. L'acido silicico, poiché è insolubile, non reagisce con gli ossidi basici a bassa attività e gli ossidi anfoteri:
H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H2O
6HNO3 + Fe2O3 2Fe(NO3)3 + 3H2O
H2SiO3 + FeO ≠
4. Interazione di acidi con basi e idrossidi anfoteri
HCl + NaOH H2O + NaCl
3H2SO4 + 2Al(OH)3 Al2(SO4)3 + 6H2O
5. Interazione di acidi con sali
Questa reazione avviene se si forma un precipitato, un gas o un acido significativamente più debole di quello che reagisce. Per esempio:
H2SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4 ↓ + 2HNO3
CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O
HCOONa + HCl HCOOH + NaCl
6. Proprietà ossidative specifiche degli acidi nitrico e solforico concentrato
Come accennato in precedenza, l'acido nitrico in qualsiasi concentrazione, così come l'acido solforico esclusivamente allo stato concentrato, sono agenti ossidanti molto forti. In particolare, a differenza di altri acidi, ossidano non solo i metalli che si trovano prima dell'idrogeno nella serie di attività, ma anche quasi tutti i metalli che lo seguono (eccetto platino e oro).
Ad esempio, sono in grado di ossidare rame, argento e mercurio. Tuttavia, si dovrebbe comprendere fermamente il fatto che un certo numero di metalli (Fe, Cr, Al), nonostante siano abbastanza attivi (disponibili prima dell'idrogeno), tuttavia non reagiscono con HNO 3 concentrato e H 2 SO 4 concentrato senza riscaldamento dovuto al fenomeno della passivazione: sulla superficie di tali metalli si forma un film protettivo di prodotti di ossidazione solidi, che non consente alle molecole di acido solforico concentrato e acido nitrico concentrato di penetrare in profondità nel metallo affinché avvenga la reazione. Tuttavia, con un forte riscaldamento, la reazione avviene ancora.
Nel caso di interazione con i metalli, i prodotti obbligatori sono sempre il sale del metallo corrispondente e l'acido utilizzato, oltre all'acqua. Viene sempre isolato anche un terzo prodotto, la cui formula dipende da molti fattori, in particolare, come l'attività dei metalli, nonché la concentrazione degli acidi e la temperatura di reazione.
L'elevata capacità ossidante degli acidi solforico concentrato e nitrico concentrato consente loro di reagire non solo praticamente con tutti i metalli della serie di attività, ma anche con molti non metalli solidi, in particolare con fosforo, zolfo e carbonio. La tabella seguente mostra chiaramente i prodotti dell'interazione degli acidi solforico e nitrico con metalli e non metalli a seconda della concentrazione:
7. Proprietà riducenti degli acidi privi di ossigeno
Tutti gli acidi privi di ossigeno (eccetto HF) possono presentare proprietà riducenti a causa di elemento chimico, che fa parte dell'anione, sotto l'azione di vari agenti ossidanti. Ad esempio, tutti gli acidi idroalici (eccetto HF) vengono ossidati dal biossido di manganese, dal permanganato di potassio e dal dicromato di potassio. In questo caso, gli ioni alogenuro vengono ossidati in alogeni liberi:
4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2O
18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2
14ÝI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Tra tutti gli acidi idroalici, l'acido iodidrico ha la maggiore attività riducente. A differenza di altri acidi idroalici, anche l'ossido ferrico e i sali possono ossidarlo.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
Anche l'acido idrogeno solforato H 2 S ha un'elevata attività riducente. Anche un agente ossidante come il biossido di zolfo può ossidarlo.
Acidi sono chiamati sostanze complesse, le cui molecole includono atomi di idrogeno che possono essere sostituiti o scambiati con atomi di metallo e un residuo acido.
In base alla presenza o all'assenza di ossigeno nella molecola, gli acidi sono divisi in contenenti ossigeno(acido solforico H 2 SO 4, acido solforoso H 2 SO 3, acido nitrico HNO 3, acido fosforico H 3 PO 4, acido carbonico H 2 CO 3, acido silicico H 2 SiO 3) e senza ossigeno(acido fluoridrico HF, acido cloridrico HCl (acido cloridrico), acido bromidrico HBr, acido iodidrico HI, acido idrosolfuro H 2 S).
A seconda del numero di atomi di idrogeno nella molecola dell'acido, gli acidi sono monobasici (con 1 atomo di H), dibasici (con 2 atomi di H) e tribasici (con 3 atomi di H). Ad esempio, l'acido nitrico HNO 3 è monobasico, poiché la sua molecola contiene un atomo di idrogeno, l'acido solforico H 2 SO 4 – dibasico, ecc.
Sono pochissimi i composti inorganici contenenti quattro atomi di idrogeno che possono essere sostituiti da un metallo.
La parte di una molecola acida priva di idrogeno è chiamata residuo acido.
Residui acidi possono consistere in un atomo (-Cl, -Br, -I) - questi sono semplici residui acidi, oppure possono consistere in un gruppo di atomi (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - questi sono residui complessi.
Nelle soluzioni acquose, durante le reazioni di scambio e sostituzione, i residui acidi non vengono distrutti:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2HCl
La parola anidride significa anidro, cioè un acido senz'acqua. Per esempio,
H2SO4 – H2O → SO3. Gli acidi anossici non hanno anidridi.
Gli acidi prendono il nome dal nome dell'elemento acidogeno (agente acido) con l'aggiunta delle terminazioni “naya” e meno spesso “vaya”: H 2 SO 4 - solforico; H2SO3 – carbone; H 2 SiO 3 – silicio, ecc.
L'elemento può formare diversi acidi ossigenati. In questo caso le desinenze indicate nel nome degli acidi saranno quando l'elemento si esibisce valenza più elevata(in una molecola acida ottimo contenuto atomi di ossigeno). Se l'elemento presenta una valenza inferiore, la desinenza nel nome dell'acido sarà “vuoto”: HNO 3 - nitrico, HNO 2 - azotato.
Gli acidi possono essere ottenuti sciogliendo le anidridi in acqua. Se le anidridi sono insolubili in acqua, l'acido può essere ottenuto per azione di un altro acido più forte sul sale dell'acido desiderato. Questo metodo è tipico sia per l'ossigeno che per gli acidi privi di ossigeno. Gli acidi privi di ossigeno si ottengono anche per sintesi diretta da idrogeno e un non metallo, seguita dalla dissoluzione del composto risultante in acqua:
H2+Cl2 → 2HCl;
H2 + S → H2S.
Le soluzioni delle sostanze gassose risultanti HCl e H 2 S sono acide.
In condizioni normali, gli acidi esistono sia allo stato liquido che solido.
Proprietà chimiche degli acidi
Le soluzioni acide agiscono sugli indicatori. Tutti gli acidi (tranne il silicico) sono altamente solubili in acqua. Sostanze speciali: gli indicatori consentono di determinare la presenza di acido.
Gli indicatori sono sostanze di struttura complessa. Cambiano colore a seconda della loro interazione con i diversi sostanze chimiche. Nelle soluzioni neutre hanno un colore, nelle soluzioni di basi hanno un altro colore. Quando interagiscono con un acido, cambiano colore: l'indicatore metilarancio diventa rosso e anche l'indicatore tornasole diventa rosso.
Interagisci con le basi con formazione di acqua e sale, che contiene un residuo acido invariato (reazione di neutralizzazione):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O.
Interagire con gli ossidi di base con formazione di acqua e sale (reazione di neutralizzazione). Il sale contiene il residuo acido dell'acido utilizzato nella reazione di neutralizzazione:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
Interagisci con i metalli.
Affinché gli acidi possano interagire con i metalli, devono essere soddisfatte determinate condizioni:
1. il metallo deve essere sufficientemente attivo rispetto agli acidi (nella serie di attività dei metalli deve trovarsi prima dell'idrogeno). Più un metallo si trova a sinistra nella serie di attività, più intensamente interagisce con gli acidi;
2. l'acido deve essere sufficientemente forte (cioè capace di donare ioni idrogeno H+).
Quando perde reazioni chimiche acidi con metalli, si forma un sale e viene rilasciato idrogeno (ad eccezione dell'interazione dei metalli con acidi nitrico e solforico concentrato):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 ;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
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Acidi sono sostanze complesse le cui molecole includono atomi di idrogeno che possono essere sostituiti o scambiati con atomi di metallo e un residuo acido.
In base alla presenza o all'assenza di ossigeno nella molecola, gli acidi sono divisi in contenenti ossigeno(acido solforico H 2 SO 4, acido solforoso H 2 SO 3, acido nitrico HNO 3, acido fosforico H 3 PO 4, acido carbonico H 2 CO 3, acido silicico H 2 SiO 3) e senza ossigeno(acido fluoridrico HF, acido cloridrico HCl (acido cloridrico), acido bromidrico HBr, acido iodidrico HI, acido idrosolfuro H 2 S).
A seconda del numero di atomi di idrogeno nella molecola dell'acido, gli acidi sono monobasici (con 1 atomo di H), dibasici (con 2 atomi di H) e tribasici (con 3 atomi di H). Ad esempio, l'acido nitrico HNO 3 è monobasico, poiché la sua molecola contiene un atomo di idrogeno, l'acido solforico H 2 SO 4 – dibasico, ecc.
Sono pochissimi i composti inorganici contenenti quattro atomi di idrogeno che possono essere sostituiti da un metallo.
La parte di una molecola acida priva di idrogeno è chiamata residuo acido.
Residui acidi possono consistere in un atomo (-Cl, -Br, -I) - questi sono semplici residui acidi, oppure possono consistere in un gruppo di atomi (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - questi sono residui complessi.
Nelle soluzioni acquose, durante le reazioni di scambio e sostituzione, i residui acidi non vengono distrutti:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2HCl
La parola anidride significa anidro, cioè un acido senz'acqua. Per esempio,
H2SO4 – H2O → SO3. Gli acidi anossici non hanno anidridi.
Gli acidi prendono il nome dal nome dell'elemento acidogeno (agente acido) con l'aggiunta delle terminazioni “naya” e meno spesso “vaya”: H 2 SO 4 - solforico; H2SO3 – carbone; H 2 SiO 3 – silicio, ecc.
L'elemento può formare diversi acidi ossigenati. In questo caso, le desinenze indicate nei nomi degli acidi saranno quando l'elemento presenta una valenza più elevata (la molecola dell'acido contiene un alto contenuto di atomi di ossigeno). Se l'elemento presenta una valenza inferiore, la desinenza nel nome dell'acido sarà “vuoto”: HNO 3 - nitrico, HNO 2 - azotato.
Gli acidi possono essere ottenuti sciogliendo le anidridi in acqua. Se le anidridi sono insolubili in acqua, l'acido può essere ottenuto per azione di un altro acido più forte sul sale dell'acido desiderato. Questo metodo è tipico sia per l'ossigeno che per gli acidi privi di ossigeno. Gli acidi privi di ossigeno si ottengono anche per sintesi diretta da idrogeno e un non metallo, seguita dalla dissoluzione del composto risultante in acqua:
H2+Cl2 → 2HCl;
H2 + S → H2S.
Le soluzioni delle sostanze gassose risultanti HCl e H 2 S sono acide.
In condizioni normali, gli acidi esistono sia allo stato liquido che solido.
Proprietà chimiche degli acidi
Le soluzioni acide agiscono sugli indicatori. Tutti gli acidi (tranne il silicico) sono altamente solubili in acqua. Sostanze speciali: gli indicatori consentono di determinare la presenza di acido.
Gli indicatori sono sostanze di struttura complessa. Cambiano colore a seconda della loro interazione con diverse sostanze chimiche. Nelle soluzioni neutre hanno un colore, nelle soluzioni di basi hanno un altro colore. Quando interagiscono con un acido, cambiano colore: l'indicatore metilarancio diventa rosso e anche l'indicatore tornasole diventa rosso.
Interagisci con le basi con formazione di acqua e sale, che contiene un residuo acido invariato (reazione di neutralizzazione):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O.
Interagire con gli ossidi di base con formazione di acqua e sale (reazione di neutralizzazione). Il sale contiene il residuo acido dell'acido utilizzato nella reazione di neutralizzazione:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
Interagisci con i metalli.
Affinché gli acidi possano interagire con i metalli, devono essere soddisfatte determinate condizioni:
1. il metallo deve essere sufficientemente attivo rispetto agli acidi (nella serie di attività dei metalli deve trovarsi prima dell'idrogeno). Più un metallo si trova a sinistra nella serie di attività, più intensamente interagisce con gli acidi;
2. l'acido deve essere sufficientemente forte (cioè capace di donare ioni idrogeno H+).
Quando si verificano reazioni chimiche dell'acido con i metalli, si forma sale e viene rilasciato idrogeno (ad eccezione dell'interazione dei metalli con acido nitrico e solforico concentrato):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 ;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
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| Formule acide | Nomi degli acidi | Nomi dei sali corrispondenti |
| HClO4 | cloro | perclorati |
| HClO3 | ipocloroso | clorati |
| HClO2 | cloruro | cloriti |
| HClO | ipocloroso | ipocloriti |
| H5IO6 | iodio | periodati |
| CIAO 3 | iodico | iodati |
| H2SO4 | solforico | solfati |
| H2SO3 | solforoso | solfiti |
| H2S2O3 | tiosolfuro | tiosolfati |
| H2S4O6 | tetrationico | tetrationati |
| HNO3 | azoto | nitrati |
| HNO2 | azotato | nitriti |
| H3PO4 | ortofosforico | ortofosfati |
| HPO3 | metafosforico | metafosfati |
| H3PO3 | fosforo | fosfiti |
| H3PO2 | fosforo | ipofosfiti |
| H2CO3 | carbone | carbonati |
| H2SiO3 | silicio | silicati |
| HMnO4 | manganese | permanganati |
| H2MnO4 | manganese | manganati |
| H2CrO4 | cromo | cromati |
| H2Cr2O7 | dicromo | dicromati |
| HF | acido fluoridrico (fluoruro) | fluoruri |
| HCl | cloridrico (cloridrico) | cloruri |
| HBr | bromidrico | bromuri |
| CIAO | ioduro di idrogeno | ioduri |
| H2S | idrogeno solforato | solfuri |
| HCN | acido cianidrico | cianuri |
| HOCN | ciano | cianati |
Permettetemi di ricordarvelo brevemente esempi specifici, come dovrebbero essere chiamati correttamente i sali?
Esempio 1. Il sale K 2 SO 4 è formato da un residuo di acido solforico (SO 4) e dal metallo K. I sali dell'acido solforico sono chiamati solfati. K 2 SO 4 - solfato di potassio.
Esempio 2. FeCl 3 - il sale contiene ferro e un residuo di acido cloridrico (Cl). Nome del sale: cloruro di ferro (III). Nota: nel in questo caso non bisogna solo nominare il metallo, ma anche indicarne la valenza (III). Nell'esempio precedente ciò non era necessario poiché la valenza del sodio è costante.
Importante: il nome del sale deve indicare la valenza del metallo solo se il metallo ha valenza variabile!
Esempio 3. Ba(ClO) 2 - il sale contiene bario e il resto di acido ipocloroso (ClO). Nome del sale: ipoclorito di bario. La valenza del metallo Ba in tutti i suoi composti è due;
Esempio 4. (NH4)2Cr2O7. Il gruppo NH 4 è chiamato ammonio, la valenza di questo gruppo è costante. Nome del sale: bicromato di ammonio (bicromato).
Negli esempi precedenti abbiamo riscontrato solo il cosiddetto. sali medi o normali. I sali acidi, basici, doppi e complessi, i sali degli acidi organici non verranno discussi qui.
Se sei interessato non solo alla nomenclatura dei sali, ma anche ai metodi di preparazione e Proprietà chimiche, Consiglio di rivolgersi alle sezioni pertinenti del libro di consultazione di chimica: "
Gli acidi sono composti chimici in grado di donare uno ione idrogeno (catione) elettricamente carico e anche di accettare due elettroni interagenti, determinando la formazione di un legame covalente.
In questo articolo esamineremo i principali acidi studiati nelle classi medie delle scuole secondarie e ne impareremo anche molti fatti interessanti su una varietà di acidi. Iniziamo.
Acidi: tipi
In chimica esistono molti acidi diversi che hanno proprietà molto diverse. I chimici distinguono gli acidi in base al contenuto di ossigeno, alla volatilità, alla solubilità in acqua, alla forza, alla stabilità e se appartengono alla classe organica o inorganica. composti chimici. In questo articolo vedremo una tabella che presenta gli acidi più famosi. La tabella ti aiuterà a ricordare il nome dell'acido e la sua formula chimica.
Quindi, tutto è chiaramente visibile. Questa tabella presenta gli acidi più famosi dell'industria chimica. La tabella ti aiuterà a ricordare nomi e formule molto più velocemente.
Acido solfidrico
H 2 S è un acido idrosolfuro. La sua particolarità sta nel fatto che è anche un gas. L'idrogeno solforato è molto poco solubile in acqua e interagisce anche con molti metalli. L'acido solfidrico appartiene al gruppo degli "acidi deboli", esempi dei quali considereremo in questo articolo.
H 2 S ha un sapore leggermente dolce e anche un odore molto forte di uova marce. In natura si trova nei gas naturali o vulcanici e viene rilasciato anche durante il decadimento delle proteine.
Le proprietà degli acidi sono molto diverse; anche se un acido è indispensabile nell'industria, può essere molto dannoso per la salute umana. Questo acido è molto tossico per l'uomo. Quando viene inalata una piccola quantità di idrogeno solforato, una persona avverte mal di testa, forte nausea e vertigini. Se una persona inala un gran numero di H 2 S, può portare a convulsioni, coma o addirittura morte istantanea.
Acido solforico
H 2 SO 4 è un forte acido solforico, a cui i bambini vengono introdotti nelle lezioni di chimica dell'ottavo anno. Gli acidi chimici come l'acido solforico sono agenti ossidanti molto forti. H 2 SO 4 agisce come agente ossidante su molti metalli, nonché sugli ossidi basici.
L'H 2 SO 4 provoca ustioni chimiche quando entra in contatto con la pelle o gli indumenti, ma non è tossico come l'idrogeno solforato.
Acido nitrico
Gli acidi forti sono molto importanti nel nostro mondo. Esempi di tali acidi: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 è un noto acido nitrico. Ha trovato ampia applicazione nell'industria, così come in agricoltura. Viene utilizzato per produrre vari fertilizzanti, in gioielleria, durante la stampa di fotografie, nell'industria manifatturiera medicinali e coloranti, nonché nell'industria militare.
Come acidi chimici, come l'azoto, sono molto dannosi per l'organismo. I vapori di HNO 3 lasciano ulcere, causano infiammazioni acute e irritazioni delle vie respiratorie.
Acido nitroso
L'acido nitroso viene spesso confuso con l'acido nitrico, ma esiste una differenza tra loro. Il fatto è che è molto più debole dell'azoto, ha proprietà ed effetti completamente diversi sul corpo umano.
HNO 2 ha trovato ampia applicazione nell'industria chimica.
Acido fluoridrico
L'acido fluoridrico (o acido fluoridrico) è una soluzione di H 2 O con HF. La formula acida è HF. L'acido fluoridrico è utilizzato molto attivamente nell'industria dell'alluminio. Viene utilizzato per sciogliere i silicati, incidere il silicio e il vetro silicato.
Il fluoruro di idrogeno è molto dannoso per il corpo umano; a seconda della sua concentrazione, può essere un blando narcotico. Se entra in contatto con la pelle, inizialmente non si notano cambiamenti, ma dopo pochi minuti possono comparire un dolore acuto e un'ustione chimica. L'acido fluoridrico è molto dannoso per l'ambiente.
Acido cloridrico
HCl è acido cloridrico ed è acido forte. L'acido cloridrico conserva le proprietà degli acidi appartenenti al gruppo degli acidi forti. L'acido ha un aspetto trasparente e incolore, ma fuma nell'aria. Il cloruro di idrogeno è ampiamente utilizzato nell'industria metallurgica e alimentare.
Questo acido provoca ustioni chimiche, ma entrare negli occhi è particolarmente pericoloso.
Acido fosforico
L'acido fosforico (H 3 PO 4) è un acido debole nelle sue proprietà. Ma anche gli acidi deboli possono avere le proprietà di quelli forti. Ad esempio, l'H 3 PO 4 viene utilizzato nell'industria per ripristinare il ferro dalla ruggine. Inoltre, l'acido fosforico (o ortofosforico) è ampiamente utilizzato in agricoltura: da esso vengono prodotti molti fertilizzanti diversi.
Le proprietà degli acidi sono molto simili: quasi ognuno di essi è molto dannoso per il corpo umano, H 3 PO 4 non fa eccezione. Ad esempio, questo acido provoca anche gravi ustioni chimiche, sangue dal naso e scheggiatura dei denti.
Acido carbonico
H 2 CO 3 è un acido debole. Si ottiene sciogliendo la CO 2 (anidride carbonica) in H 2 O (acqua). L'acido carbonico è utilizzato in biologia e biochimica.
Densità dei vari acidi
La densità degli acidi occupa un posto importante nelle parti teoriche e pratiche della chimica. Conoscendo la densità, puoi determinare la concentrazione di un particolare acido, risolvere problemi di calcolo chimico e aggiungere la quantità corretta di acido per completare la reazione. La densità di qualsiasi acido cambia a seconda della concentrazione. Ad esempio, maggiore è la percentuale di concentrazione, maggiore è la densità.
Proprietà generali degli acidi
Assolutamente tutti gli acidi lo sono (cioè sono costituiti da diversi elementi della tavola periodica) e includono necessariamente H (idrogeno) nella loro composizione. Successivamente vedremo quali sono comuni:
- Tutti gli acidi contenenti ossigeno (nella formula in cui è presente O) formano acqua durante la decomposizione, e anche gli acidi privi di ossigeno si decompongono in sostanze semplici (ad esempio, 2HF si decompone in F 2 e H 2).
- Gli acidi ossidanti reagiscono con tutti i metalli nella serie di attività dei metalli (solo quelli situati a sinistra di H).
- Interagire con sali vari, ma solo con quelli formati da un acido ancora più debole.
Secondo loro Proprietà fisiche gli acidi differiscono nettamente l'uno dall'altro. Dopotutto, possono avere un odore o meno e trovarsi anche in diversi stati fisici: liquido, gassoso e persino solido. Gli acidi solidi sono molto interessanti da studiare. Esempi di tali acidi: C 2 H 2 0 4 e H 3 BO 3.
Concentrazione
La concentrazione è la quantità che determina composizione quantitativa qualsiasi soluzione. Ad esempio, i chimici spesso hanno bisogno di determinare la quantità di acido solforico puro presente nell'acido diluito H 2 SO 4. Per fare questo, versano una piccola quantità di acido diluito in un misurino, lo pesano e determinano la concentrazione utilizzando un grafico di densità. La concentrazione degli acidi è strettamente correlata alla densità, spesso quando si determina la concentrazione si verificano problemi di calcolo in cui è necessario determinare la percentuale di acido puro in una soluzione.
Classificazione di tutti gli acidi in base al numero di atomi di H nella loro formula chimica
Una delle classificazioni più popolari è la divisione di tutti gli acidi in acidi monobasici, dibasici e, di conseguenza, tribasici. Esempi di acidi monobasici: HNO 3 (nitrico), HCl (cloridrico), HF (fluoridrico) e altri. Questi acidi sono chiamati monobasici, poiché contengono un solo atomo di H. Esistono molti di questi acidi, è impossibile ricordarli tutti. Basta ricordare che gli acidi sono classificati anche in base al numero di atomi di H nella loro composizione. Gli acidi dibasici sono definiti in modo simile. Esempi: H 2 SO 4 (solforico), H 2 S (idrogeno solforato), H 2 CO 3 (carbone) e altri. Tribasico: H 3 PO 4 (fosforico).
Classificazione di base degli acidi
Una delle classificazioni più popolari degli acidi è la loro divisione in contenenti ossigeno e privi di ossigeno. Come ricordare, senza conoscere la formula chimica di una sostanza, che si tratta di un acido contenente ossigeno?
Tutti gli acidi privi di ossigeno non contengono elemento importante O è ossigeno, ma contiene H. Pertanto, la parola "idrogeno" è sempre allegata al loro nome. HCl è un H 2 S - idrogeno solforato.
Ma puoi anche scrivere una formula basata sui nomi degli acidi contenenti acidi. Ad esempio, se il numero di atomi di O in una sostanza è 4 o 3, al nome viene sempre aggiunto il suffisso -n-, così come la desinenza -aya-:
- H 2 SO 4 - zolfo (numero di atomi - 4);
- H 2 SiO 3 - silicio (numero di atomi - 3).
Se la sostanza ha meno di tre atomi di ossigeno o tre, nel nome viene utilizzato il suffisso -ist-:
- HNO2 - azotato;
- H 2 SO 3 - solforoso.
Proprietà generali
Tutti gli acidi hanno un sapore acido e spesso leggermente metallico. Ma ci sono altre proprietà simili che considereremo ora.
Esistono sostanze chiamate indicatori. Gli indicatori cambiano colore, oppure il colore rimane, ma la sua tonalità cambia. Ciò si verifica quando gli indicatori sono influenzati da altre sostanze, come gli acidi.
Un esempio di cambiamento di colore è un prodotto così familiare come il tè e l'acido citrico. Quando si aggiunge il limone al tè, il tè inizia gradualmente a schiarirsi notevolmente. Ciò è dovuto al fatto che il limone contiene acido citrico.
Ci sono altri esempi. Il tornasole, che è di colore lilla in un ambiente neutro, diventa rosso quando viene aggiunto acido cloridrico.
Quando le tensioni sono nella serie di tensioni prima dell'idrogeno, vengono rilasciate bolle di gas - H. Tuttavia, se un metallo che si trova nella serie di tensioni dopo H viene posto in una provetta con acido, non si verificherà alcuna reazione, non ci sarà evoluzione del gas. Pertanto, rame, argento, mercurio, platino e oro non reagiscono con gli acidi.
In questo articolo abbiamo esaminato gli acidi chimici più famosi, nonché le loro principali proprietà e differenze.