Classificazione degli acidi e proprietà chimiche. Classificazione, preparazione e proprietà degli acidi

Le sostanze complesse costituite da atomi di idrogeno e un residuo acido sono chiamate acidi minerali o inorganici. Il residuo acido è costituito da ossidi e non metalli combinati con idrogeno. La proprietà principale degli acidi è la capacità di formare sali.

Classificazione

Formula di base acidi minerali- H n Ac, dove Ac è un residuo acido. A seconda della composizione del residuo acido si distinguono due tipi di acidi:

• ossigeno contenente ossigeno;
• privo di ossigeno, costituito solo da idrogeno e non metallici.

L'elenco principale degli acidi inorganici per tipologia è presentato nella tabella.

Tipo	Nome	Formula
Ossigeno
	Azotato
	Dicromo
	Iodio
	Silicio: metasilicio e ortosilicio	H2SiO3 e H4SiO4
	Manganese
	Manganese
	Metafosforico
	Arsenico
	Ortofosforico
	Solforoso
	Tiosolfuro
	Tetrationico
	Carbone
	Fosforo
	Fosforo
	Cloroso
	Cloruro
	Ipocloroso
	Cromo
	Ciano
Senza ossigeno	Fluoridrico (fluoro)
	Cloridrico (sale)
	Bromidrico
	Idroiodico
	Idrogeno solforato
	Acido cianidrico

Inoltre, in base alle loro proprietà, gli acidi sono classificati secondo i seguenti criteri:

• solubilità: solubile (HNO 3, HCl) e insolubile (H 2 SiO 3);
• volatilità: volatili (H 2 S, HCl) e non volatili (H 2 SO 4, H 3 PO 4);
• grado di dissociazione: forte (HNO 3) e debole (H 2 CO 3).

Riso. 1. Schema di classificazione degli acidi.

Nomi tradizionali e banali vengono utilizzati per designare gli acidi minerali. I nomi tradizionali corrispondono al nome dell'elemento che forma l'acido con l'aggiunta dei morfemi -naya, -ovaya, nonché -istaya, -novataya, -novataya per indicare il grado di ossidazione.

Ricevuta

I principali metodi per produrre acidi sono presentati nella tabella.

Proprietà

La maggior parte degli acidi sono liquidi dal sapore aspro. Gli acidi tungstico, cromico, borico e molti altri sono allo stato solido in condizioni normali. Alcuni acidi (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) esistono solo sotto forma di soluzione acquosa e sono classificati come acidi deboli.

Riso. 2. Acido cromico.

Gli acidi sono sostanze attive che reagiscono:

• con metalli:

  Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;

• con ossidi:

  CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O;

• con base:

  H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O;

• con sali:

  Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O.

Tutte le reazioni sono accompagnate dalla formazione di sali.

È possibile una reazione qualitativa con un cambiamento nel colore dell'indicatore:

• la cartina di tornasole diventa rossa;
• arancio metilico: al rosa;
• la fenolftaleina non cambia.

Riso. 3. Colori degli indicatori quando l'acido reagisce.

Le proprietà chimiche degli acidi minerali sono determinate dalla loro capacità di dissociarsi in acqua per formare cationi idrogeno e anioni di residui di idrogeno. Gli acidi che reagiscono irreversibilmente con l'acqua (si dissociano completamente) sono detti forti. Questi includono cloro, azoto, zolfo e acido cloridrico.

Cosa abbiamo imparato?

Gli acidi inorganici sono formati da idrogeno e un residuo acido, che è un atomo non metallico o un ossido. A seconda della natura del residuo acido, gli acidi vengono classificati in privi di ossigeno e contenenti ossigeno. Tutti gli acidi hanno un sapore aspro e sono capaci di dissociarsi ambiente acquatico(scomporre in cationi e anioni). Gli acidi sono ottenuti da sostanze semplici, ossidi e sali. Quando interagiscono con metalli, ossidi, basi e sali, gli acidi formano sali.

Prova sull'argomento

Valutazione del rapporto

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Acidi- elettroliti, dopo la dissociazione dei quali solo gli ioni H + sono formati da ioni positivi:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;

CH3COOH↔ H + +CH3COO — .

Tutti gli acidi sono classificati in inorganici e organici (carbossilici), che hanno anche le proprie classificazioni (interne).

In condizioni normali, una quantità significativa di acidi inorganici esiste allo stato liquido, alcuni allo stato solido (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Gli acidi organici fino a 3 atomi di carbonio sono liquidi altamente mobili, incolori con un caratteristico odore pungente; gli acidi con 4-9 atomi di carbonio sono liquidi oleosi con un odore sgradevole e gli acidi con un gran numero di atomi di carbonio sono solidi insolubili in acqua.

Formule chimiche degli acidi

Consideriamo le formule chimiche degli acidi usando l'esempio di diversi rappresentanti (sia inorganici che organici): acido cloridrico - HCl, acido solforico - H 2 SO 4, acido fosforico - H 3 PO 4, acido acetico - CH 3 COOH e benzoico acido - C 6 H5COOH. La formula chimica mostra la qualità e composizione quantitativa molecole (quanti e quali atomi sono inclusi in un particolare composto) Utilizzando la formula chimica è possibile calcolare il peso molecolare degli acidi (Ar(H) = 1 amu, Ar(Cl) = 35,5 amu, Ar( P) = 31 amu, Ar(O) = 16 amu, Ar(S) = 32 amu, Ar(C) = 12 amu):

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Mr(H2SO4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);

Mr(H2SO4) = 2×1 + 32 + 4×16 = 2 + 32 + 64 = 98.

Mr(H3PO4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);

Mr(H3PO4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.

Mr(CH3COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(CH3COOH) = 3×12 + 4×1 + 2×16 = 36 + 4 + 32 = 72.

Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(C 6 H 5 COOH) = 7 × 12 + 6 × 1 + 2 × 16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Formule strutturali (grafiche) degli acidi

La formula strutturale (grafica) di una sostanza è più visiva. Mostra come gli atomi sono collegati tra loro all'interno di una molecola. Indichiamo le formule strutturali di ciascuno dei composti sopra indicati:

Riso. 1. Formula strutturale dell'acido cloridrico.

Riso. 2. Formula strutturale dell'acido solforico.

Riso. 3. Formula strutturale dell'acido fosforico.

Riso. 4. Formula strutturale dell'acido acetico.

Riso. 5. Formula strutturale dell'acido benzoico.

Formule ioniche

Tutti gli acidi inorganici sono elettroliti, cioè capace di dissociarsi in una soluzione acquosa in ioni:

HCl ↔ H + + Cl - ;

H2SO4 ↔ 2H + +SO42- ;

H3 PO4 ↔ 3H + + PO4 3- .

Esempi di risoluzione dei problemi

ESEMPIO 1

Esercizio	Con combustione completa 6 g materia organica Si sono formati 8,8 g di monossido di carbonio (IV) e 3,6 g di acqua. Definire formula molecolare sostanza bruciata, se è noto che la sua massa molare è 180 g/mol.
Soluzione	Disegniamo un diagramma della reazione di combustione composto organico che indica il numero di atomi di carbonio, idrogeno e ossigeno rispettivamente come “x”, “y” e “z”: C x H y O z + O z → CO 2 + H 2 O. Determiniamo le masse degli elementi che compongono questa sostanza. Valori delle masse atomiche relative presi dalla Tavola Periodica di D.I. Mendeleev, arrotondato ai numeri interi: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H); Calcoliamo le masse molari dell'anidride carbonica e dell'acqua. Come è noto, la massa molare di una molecola è pari alla somma delle masse atomiche relative degli atomi che compongono la molecola (M=Mr): M(CO2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 g/mol; M(H2O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 g/mol. m(C) = ×12 = 2,4 g; m(H) = 2 × 3,6 / 18 × 1 = 0,4 g. m(O) = m(C x H y O z) - m(C) - m(H) = 6 - 2,4 - 0,4 = 3,2 g. Determiniamo la formula chimica del composto: x:y:z = m(C)/Ar(C) : m(H)/Ar(H) : m(O)/Ar(O); x:y:z= 2,4/12:0,4/1:3,2/16; x:y:z= 0,2: 0,4: 0,2 = 1: 2: 1. Significa formula più semplice Composti CH2O massa molare 30 g/mol. Per trovare la vera formula di un composto organico, troviamo il rapporto tra le masse molari vere e risultanti: Sostanza M / M(CH 2 O) = 180 / 30 = 6. Ciò significa che gli indici degli atomi di carbonio, idrogeno e ossigeno dovrebbero essere 6 volte più alti, vale a dire la formula della sostanza sarà C 6 H 12 O 6. Questo è glucosio o fruttosio.
Risposta	C6H12O6

ESEMPIO 2

Esercizio	Derivare la formula più semplice di un composto in cui la frazione in massa di fosforo è del 43,66% e la frazione in massa di ossigeno è del 56,34%.
Soluzione	La frazione di massa dell'elemento X in una molecola della composizione NX viene calcolata utilizzando la seguente formula: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Indichiamo il numero di atomi di fosforo nella molecola con “x” e il numero di atomi di ossigeno con “y” Troviamo il parente corrispondente masse atomiche elementi di fosforo e ossigeno (valori di massa atomica relativa presi dalla tavola periodica di D.I. Mendeleev, arrotondati ai numeri interi). Ar(P) = 31; Ar(O) = 16. Dividiamo il contenuto percentuale di elementi nelle corrispondenti masse atomiche relative. Troveremo quindi la relazione tra il numero di atomi nella molecola del composto: x:y = ω(P)/Ar(P) : ω (O)/Ar(O); x:y = 43,66/31: 56,34/16; x:y: = 1,4: 3,5 = 1: 2,5 = 2: 5. Ciò significa che la formula più semplice per combinare fosforo e ossigeno è P 2 O 5 . È ossido di fosforo (V).
Risposta	P2O5

Non sottovalutare il ruolo degli acidi nella nostra vita, perché molti di essi sono semplicemente insostituibili Vita di ogni giorno. Per prima cosa ricordiamo cosa sono gli acidi. Questo sostanze complesse. La formula è scritta come segue: HnA, dove H è l'idrogeno, n è il numero di atomi, A è il residuo acido.

Le principali proprietà degli acidi includono la capacità di sostituire le molecole di atomi di idrogeno con atomi di metallo. La maggior parte di essi non è solo caustica, ma anche molto velenosa. Ma ci sono anche quelli che incontriamo costantemente, senza danni alla salute: vitamina C, acido citrico, acido lattico. Consideriamo le proprietà di base degli acidi.

Proprietà fisiche

Le proprietà fisiche degli acidi spesso forniscono indizi sul loro carattere. Gli acidi possono esistere in tre forme: solida, liquida e gassosa. Ad esempio: azoto (HNO3) e acido solforico(H2SO4) sono liquidi incolori; borico (H3BO3) e metafosforico (HPO3) sono acidi solidi. Alcuni di loro hanno colore e odore. Diversi acidi si sciolgono diversamente nell'acqua. Ce ne sono anche di insolubili: H2SiO3 - silicio. Le sostanze liquide hanno un sapore aspro. Alcuni acidi prendono il nome dai frutti in cui si trovano: acido malico, acido citrico. Altri hanno preso il nome da elementi chimici contenuti in essi.

Classificazione degli acidi

Gli acidi sono generalmente classificati secondo diversi criteri. Il primo si basa sul contenuto di ossigeno in essi contenuto. Vale a dire: contenente ossigeno (HClO4 - cloro) e privo di ossigeno (H2S - idrogeno solforato).

Per numero di atomi di idrogeno (per basicità):

• Monobasico – contiene un atomo di idrogeno (HMnO4);
• Dibasico – ha due atomi di idrogeno (H2CO3);
• I tribasici, quindi, hanno tre atomi di idrogeno (H3BO);
• Polibasici: hanno quattro o più atomi, sono rari (H4P2O7).

Per classe composti chimici, si dividono in acidi organici e inorganici. I primi si trovano principalmente in prodotti di origine vegetale: acido acetico, lattico, nicotinico, ascorbico. A acidi inorganici includono: zolfo, azoto, boro, arsenico. La gamma delle loro applicazioni è piuttosto ampia, dalle esigenze industriali (produzione di coloranti, elettroliti, ceramica, fertilizzanti, ecc.) alla cottura o alla pulizia delle fogne. Gli acidi possono anche essere classificati in base alla forza, alla volatilità, alla stabilità e alla solubilità in acqua.

Proprietà chimiche

Consideriamo le proprietà chimiche di base degli acidi.

• Il primo è l'interazione con gli indicatori. Come indicatori vengono utilizzati tornasole, metilarancio, fenolftaleina e cartina indicatrice universale. Nelle soluzioni acide, il colore dell'indicatore cambierà colore: tornasole e ind universale. la carta diventerà rossa, l'arancio metilico diventerà rosa, la fenolftaleina rimarrà incolore.
• Il secondo è l'interazione degli acidi con le basi. Questa reazione è anche chiamata neutralizzazione. Un acido reagisce con una base formando sale + acqua. Ad esempio: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
• Poiché quasi tutti gli acidi sono altamente solubili in acqua, la neutralizzazione può essere effettuata sia con soluzioni solubili che con basi insolubili. L'eccezione è l'acido silicico, che è quasi insolubile in acqua. Per neutralizzarlo sono necessarie basi come KOH o NaOH (sono solubili in acqua).
• Il terzo è l'interazione degli acidi con gli ossidi basici. Anche qui avviene una reazione di neutralizzazione. Gli ossidi basici sono “parenti” stretti delle basi, quindi la reazione è la stessa. Usiamo molto spesso queste proprietà ossidanti degli acidi. Ad esempio, per rimuovere la ruggine dai tubi. L'acido reagisce con l'ossido per formare un sale solubile.
• Quarto: reazione con i metalli. Non tutti i metalli reagiscono altrettanto bene con gli acidi. Si dividono in attivi (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) e inattivi (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Vale anche la pena prestare attenzione alla forza dell'acido (forte, debole). Ad esempio, gli acidi cloridrico e solforico sono in grado di reagire con tutti i metalli inattivi, mentre gli acidi citrico e ossalico sono così deboli che reagiscono molto lentamente anche con i metalli attivi.
• In quinto luogo, la reazione degli acidi contenenti ossigeno al riscaldamento. Quasi tutti gli acidi di questo gruppo si decompongono quando riscaldati in ossido di ossigeno e acqua. Le eccezioni sono l'acido carbonico (H3PO4) e l'acido solforoso (H2SO4). Quando riscaldati, si scompongono in acqua e gas. Questo deve essere ricordato. Queste sono tutte le proprietà di base degli acidi.

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 dei 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 e, 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 un 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:

1. 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).
2. Gli acidi ossidanti reagiscono con tutti i metalli nella serie di attività dei metalli (solo quelli situati a sinistra di H).
3. Interagire con sali vari, ma solo con quelli formati da un acido ancora più debole.

Gli acidi differiscono nettamente l'uno dall'altro nelle loro proprietà fisiche. 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 un valore che determina la composizione quantitativa di 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 ciò, 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 ora considereremo.

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. Tornasole, che in un ambiente neutro assume un colore lilla, quando aggiunto di acido cloridrico diventa rosso.

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.

7. Acidi. Sale. Relazioni tra classi di sostanze inorganiche

7.1. Acidi

Gli acidi sono elettroliti, dalla dissociazione dei quali si formano solo i cationi idrogeno H + come ioni caricati positivamente (più precisamente, ioni idronio H 3 O +).

Altra definizione: gli acidi sono sostanze complesse costituite da un atomo di idrogeno e residui acidi (Tabella 7.1).

Tabella 7.1

Formule e nomi di alcuni acidi, residui acidi e sali

Formula acida	Nome acido	Residuo acido (anione)	Nome dei sali (medio)
HF	Fluoridrico (fluoro)	F-	Fluoruri
HCl	Cloridrico (cloridrico)	Cl-	Cloruri
HBr	Bromidrico	Br−	Bromuri
CIAO	Idruro di idrogeno	Io −	Ioduri
H2S	Idrogeno solforato	S2−	Solfuri
H2SO3	Solforoso	SO 3 2 −	Solfiti
H2SO4	Solforico	SO 4 2 −	Solfati
HNO2	Azotato	NO2−	Nitriti
HNO3	Azoto	NO 3 −	Nitrati
H2SiO3	Silicio	SiO32−	Silicati
HPO3	Metafosforico	PO3 −	Metafosfati
H3PO4	Ortofosforico	PO 4 3 −	Ortofosfati (fosfati)
H4P2O7	Pirofosforico (bifosforico)	P2O74−	Pirofosfati (difosfati)
HMnO4	Manganese	MnO4−	Permanganati
H2CrO4	Cromo	CrO42−	Cromati
H2Cr2O7	Dicromo	Cr2O72−	Dicromati (bicromati)
H2SeO4	Selenio	SeO42−	Selenati
H3BO3	Bornaya	BO33-	Ortoborati
HClO	Ipocloroso	ClO –	Ipocloriti
HClO2	Cloruro	ClO2−	Cloriti
HClO3	Cloroso	ClO3−	Clorati
HClO4	Cloro	ClO4−	Perclorati
H2CO3	Carbone	CO33-	Carbonati
CH3COOH	Aceto	CH3COO −	Acetati
HCOOH	Formica	HCOO −	Formiati

In condizioni normali, gli acidi possono essere solidi (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) e liquidi (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Questi acidi possono esistere sia singolarmente (forma al 100%) che sotto forma di soluzioni diluite e concentrate. Ad esempio H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH sono noti sia singolarmente che in soluzioni.

Numerosi acidi sono noti solo in soluzioni. Questi sono tutti gli alogenuri di idrogeno (HCl, HBr, HI), idrogeno solforato H 2 S, acido cianidrico (HCN idrocianico), H 2 CO 3 carbonico, acido solforoso H 2 SO 3, che sono soluzioni di gas in acqua. Ad esempio, l'acido cloridrico è una miscela di HCl e H 2 O, l'acido carbonico è una miscela di CO 2 e H 2 O. È chiaro che l'uso dell'espressione “soluzione di acido cloridrico” non è corretto.

La maggior parte degli acidi sono solubili in acqua; l'acido silicico H 2 SiO 3 è insolubile. La stragrande maggioranza degli acidi ha una struttura molecolare. Esempi formule strutturali acidi:

Nella maggior parte delle molecole acide contenenti ossigeno, tutti gli atomi di idrogeno sono legati all'ossigeno. Ma ci sono delle eccezioni:

Gli acidi sono classificati in base a una serie di caratteristiche (Tabella 7.2).

Tabella 7.2

Classificazione degli acidi

Segno di classificazione	Tipo acido	Esempi
Numero di ioni idrogeno formati dopo la completa dissociazione di una molecola acida	Monobase	HCl, HNO3, CH3COOH
	Dibasico	H2SO4, H2S, H2CO3
	Tribasico	H3PO4, H3AsO4
La presenza o l'assenza di un atomo di ossigeno in una molecola	contenenti ossigeno (idrossidi acidi, ossoacidi)	HNO2, H2SiO3, H2SO4
	Senza ossigeno	HF, H2S, HCN
Grado di dissociazione (forza)	Forti (elettroliti forti, completamente dissociati)	HCl, HBr, HI, H2SO4 (diluito), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7
	Debole (parzialmente dissociato, elettroliti deboli)	HF, HNO 2, H 2 SO 3, HCOOH, CH 3 COOH, H 2 SiO 3, H 2 S, HCN, H 3 PO 4, H 3 PO 3, HClO, HClO 2, H 2 CO 3, H 3 BO 3, H2SO4 (concentrato)
Proprietà ossidative	Agenti ossidanti dovuti agli ioni H+ (acidi condizionatamente non ossidanti)	HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (dil), H 3 PO 4, CH 3 COOH
	Agenti ossidanti dovuti all'anione (acidi ossidanti)	HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (concentrato), H 2 Cr 2 O 7
	Agenti riducenti dovuti all'anione	HCl, HBr, HI, H 2 S (ma non HF)
Stabilità termica	Esiste solo nelle soluzioni	H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2
	Si decompone facilmente se riscaldato	H2SO3, HNO3, H2SiO3
	Termicamente stabile	H2SO4 (concentrato), H3PO4

Tutte le proprietà chimiche generali degli acidi sono dovute alla presenza nelle loro soluzioni acquose di cationi idrogeno in eccesso H + (H 3 O +).

1. A causa dell'eccesso di ioni H +, le soluzioni acquose di acidi cambiano il colore del tornasole e dell'arancio metilico in rosso (la fenolftaleina non cambia colore e rimane incolore). In una soluzione acquosa di acido carbonico debole, il tornasole non è rosso, ma rosa una soluzione su un precipitato di acido silicico molto debole non cambia affatto il colore degli indicatori;

2. Gli acidi interagiscono con ossidi basici, basi e idrossidi anfoteri, ammoniaca idrato (vedi capitolo 6).

Esempio 7.1. Per effettuare la trasformazione BaO → BaSO 4 si possono utilizzare: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2SO4; d) SO 3.

Soluzione. La trasformazione può essere effettuata utilizzando H 2 SO 4:

BaO + H2SO4 = BaSO4 ↓ + H2O

BaO+SO3 = BaSO4

Na 2 SO 4 non reagisce con BaO e nella reazione di BaO con SO 2 si forma solfito di bario:

BaO+SO2 = BaSO3

Risposta: 3).

3. Gli acidi reagiscono con l'ammoniaca e le sue soluzioni acquose per formare sali di ammonio:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl - cloruro di ammonio;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - solfato di ammonio.

4. Gli acidi non ossidanti reagiscono con i metalli situati nella serie di attività fino all'idrogeno per formare un sale e rilasciare idrogeno:

H 2 SO 4 (diluito) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn = ZnCl2 = H2

L'interazione degli acidi ossidanti (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)) con i metalli è molto specifica e viene presa in considerazione quando si studia la chimica degli elementi e dei loro composti.

5. Gli acidi interagiscono con i sali. La reazione ha una serie di caratteristiche:

a) nella maggior parte dei casi, quando si interagisce di più acido forte con un sale di un acido più debole, si forma un sale di un acido debole e un acido debole, o, come si suol dire, un acido più forte sostituisce quello più debole. La serie di forza decrescente degli acidi si presenta così:

Esempi di reazioni che si verificano:

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2

H2CO3 + Na2SiO3 = Na2CO3 + H2SiO3 ↓

2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2 CH 3 COOK + H 2 O + CO 2

3H2SO4 + 2K3PO4 = 3K2SO4 + 2H3PO4

Non interagiscono tra loro, ad esempio KCl e H 2 SO 4 (diluito), NaNO 3 e H 2 SO 4 (diluito), K 2 SO 4 e HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 e H2CO3, CH3COOK e H2CO3;

b) in alcuni casi, un acido più debole ne sposta uno più forte da un sale:

CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

3AgNO 3 (diluito) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.

Tali reazioni sono possibili quando i precipitati dei sali risultanti non si dissolvono negli acidi forti diluiti risultanti (H 2 SO 4 e HNO 3);

c) nel caso di formazione di precipitati insolubili in acidi forti, può verificarsi una reazione tra un acido forte e un sale formato da un altro acido forte:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HCl

Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HNO3

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

Esempio 7.2. Indicare la riga contenente le formule delle sostanze che reagiscono con H 2 SO 4 (diluita).

1) Zn, Al2O3, KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF 2) Cu(OH) 2, K 2 CO 3, Ag; 4) Na2SO3, Mg, Zn(OH)2.

Soluzione. Tutte le sostanze della riga 4 interagiscono con H 2 SO 4 (dil):

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Nella riga 1) la reazione con KCl (p-p) non è fattibile, nella riga 2) - con Ag, nella riga 3) - con NaNO 3 (p-p).

Risposta: 4).

6. L'acido solforico concentrato si comporta in modo molto specifico nelle reazioni con i sali. Questo è un acido non volatile e termicamente stabile, quindi spiazza tutti gli acidi forti dai sali solidi (!), poiché sono più volatili di H2SO4 (conc):

KCl (tv) + H 2 SO 4 (conc.) KHSO 4 + HCl

2KCl (s) + H 2 SO 4 (conc) K 2 SO 4 + 2HCl

I sali formati da acidi forti (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reagiscono solo con acido solforico concentrato e solo allo stato solido

Esempio 7.3. L'acido solforico concentrato, a differenza di quello diluito, reagisce:

3) KNO 3 (tv);

Soluzione. Entrambi gli acidi reagiscono con KF, Na 2 CO 3 e Na 3 PO 4, e solo H 2 SO 4 (concentrato) reagisce con KNO 3 (solido).

Risposta: 3).

I metodi per produrre acidi sono molto diversi.

Acidi anossici ricevere:

• sciogliendo i gas corrispondenti in acqua:

HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)

H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (soluzione)

• da sali per spostamento con acidi più forti o meno volatili:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

KCl (tv) + H2SO4 (conc) = KHSO4 + HCl

Na2SO3 + H2SO4 Na2SO4 + H2SO3

Acidi contenenti ossigeno ricevere:

• sciogliendo i corrispondenti ossidi acidi in acqua, mentre il grado di ossidazione dell'elemento acido nell'ossido e nell'acido rimane lo stesso (ad eccezione di NO 2):

N2O5 + H2O = 2HNO3

SO3 + H2O = H2SO4

P2O5 + 3H2O2H3 PO4

• ossidazione di non metalli con acidi ossidanti:

S + 6HNO 3 (conc) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

• spostando un acido forte da un sale di un altro acido forte (se precipita un precipitato insolubile negli acidi risultanti):

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (diluito) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

• sostituendo un acido volatile dai suoi sali con un acido meno volatile.

A questo scopo viene spesso utilizzato acido solforico concentrato non volatile e termicamente stabile:

NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (conc.) NaHSO 4 + HNO 3

KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (conc.) KHSO 4 + HClO 4

• spostamento di un acido più debole dai suoi sali da parte di un acido più forte:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4

NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2

K2SiO3 + 2HBr = 2KBr + H2SiO3 ↓