В.В. Еремин, А.Я. Борщевский - Основы общей и физической химии, страница 12

Формулы и названия некоторых распространенных кислот и соответствующих им анионов приведены в табл. 2.4. Для солей кислот, где неметалл находится в высшей степени окисления характерно окончание «-ат», в промежуточной «-ит», в низшей «-ид». Таблица 2.4. Формулы и названия кислот и соответствующих аннонов Кислота Аннов Формула (степе~ь окисления ~е петзллз ) Формула Название Название Н,СОз (С+4) НСООН (С+з) СНзСООН (С«з) Н)з)О ()з)" ) ННОз()з) "з) НС)ч (С )ч — ) НГ (Г ') Н«510»(51+") НРОз(Р+з) Н,РО, (Р"') НзРОз (Р+з) Нзроз (Р~') Н5(5 з) Н«50з (5+4) Н»504 (5+«) Н«5зоз (5~ ) НС( (С1 ') НСЮ (С1+') НСЮ (С1+з) НС(О (С1" ) НСЮ« (С1+') Н«Сго« (Сг"') Нзсгзог (Сг+ ) НМП04 (Мп~ ) Угольная Муравьиная Уксусная Азотная Азотистая Цнановодородная (синильная) Фтороводородная (плавиковая) Кремниевая Метафосфорная Ортофосфорная Фосфористая Фосфорноватистая Сероводородная Сернистая Серная Тиосерная Хлороводородная (соляная) Хлорноватнстая Хлористая Хлорноватая Хлорная Хромовая Дихромовая Марганцовая СО,- НСОО' СН СОО )з) 0 )Чо« С)з) Г 5Ю, з Роз з Н.

РО., 5- 503 504 з 3 С! С10 С!О, С10 СЮ, Сто, Сг»О Мпо„ Карбонат Форм наг Ацетат Нитрат Нитрит Цианид Фторнд Снлнкат Метафосфат Ортофосфат Фосфит Гипофосфит Сульфнд Сульфнт Сульфат Тиосульфат Хлорна Гипохлорит Хлор нт Хлорат Перхлорат Хромат Дихромат Перлзанганат 56 Гл. 2. Основные классы неорганических соединений Способы получения кислот основаны на кислотно-основных или окислительновосстановительных реакциях.

К первым относятся реакции кислотных оксидов или других бинарных соединений с водой: 50з + НзО = Нз504, 4НОз + Оз + 2НзО = 4ННОз, РВгз+ ЗНзО = НзРОз+ ЗНВг! и обменные реакции кислот с солями: Саз(Р04)а+ЗНз504 = 2НзР04+ ЗСа5044 (сильная кислота вытесняет слабую), ИаС1+ Нз504(конц.) = НаНЯ04+ НС1! (нелетучая кислота вытесняет летучую), АпНОз+ НС! = АКС!) + ННОз (реакция идет, так как образуется осадок). Окислительно-восстановительными являются реакции взаимодействия неметаллов с водородом, в которых образуются бескислородные кислоты: Нг + С1з = 2НС!, На+Я= Нз5, а также реакции неметаллов с кислотами-окислителями, приводящие к кислород- ным кислотам: ЗР + 5НИОз + 2НзО = ЗНзР04 + 5ИО, Я + 2ННОз = Нз504 + 2ИО, 1з + !ОННОз = 2Н10з + 1ОНОз + 4НзО Химические свойства кислот также можно разделить на две категории.

К кислотно-основным относятся реакции кислот с основными оксидами: СцО + Нз504 Сц504 + НзО, основаниями (как растворимыми, так и нерастворимыми): НаОН + НС) = НаС1 + НзО, Сц(ОН)з(тв.) + Нз504 = Сц504 + 2НзО, солями (см. выше способы получения кислот). Во всех этих реакциях кислоты превращаются в соответствующие им соли. Между многоосновными кислотами и основаниями реакции могут протекать по-разному, приводя в зависимости от соотношения реагентов к кислой или средней соли — при избытке кислоты или недостатке основания образуется кислая соль КОН + НзР04 = КНзР04 + НзО, 2КОН+ НзР04 = КзНР04+ 2НзО, при избытке основания происходит полное замещение атомов водорода на металл и образуется средняя соль: ЗКОН + Нзр04 = КзР04 + ЗНзО. К кислотно-основным реакциям относится также взаимодействие кислот с кислотно-основными индикаторами, которые в кислой среде изменяют свой цвет.

Это э" 2.З. Кислоты 57 служит качественной реакцией на кислоты. Индикаторы обычно представляют собой сложные органические вещества, обратимо образующие соли с кислотами или основаниями. Причины изменения окраски индикаторов связаны с изменением строения и вытекающим отсюда изменением длины волны поглощаемого света. В качестве примера приведем индикатор метилоранж (натриевая соль 4-диметиламиноазобензол-4'-сульфоновой кислоты), который в кислой среде имеет красный цвет, в щелочной — желтый: Х 77 ' 30 'Н 7 ~ Ы~ НзС желтая форма Н н4 НзС вЂ” 4ч оОз / , +,г' Х Ы НзС красная форма В нейтральной среде смесь равных количеств желтой и красной форм дает оранжевую окраску.

Окислительно-восстановительной является, в первую очередь реакция взаимодействия кислот с металлами, приводящая к выделению водорода: Ре+ Нз304(разб.) = Ге304+ Нз!, 2п+ 2НС! = ХпС!з + Нз1. В эту реакцию, где окислителем служит атом водорода в степени окисления +1, вступают все металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений левее водорода. Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления ($+~, Х+~, С!+7), проявляют свойства сильных окислителей: НЫОз, Нз$04, НС!04 (Нз304 является сильным окислителем только при высокой концентрации). Они растворяют металлы без выделения водорода; Сц+ 2Нз304(конц.) = Сц304+ БОз1+ 2НзО, РЬ+ 4НЫОз = РЬ(ЫОз)з + 2ЫОз'~ + 2НзО, 3Ад + 4НХОз = ЗАпЫОз + Н07 + 2НзО а также окисляют многие неметаллы: С+ 2Нз304(конц.) = СОз7+ 230з1+ 2НзО, 3+ 2НХОз(конп.) = Нз304 + 2Ы01, Я+ 2Нз304(конц.) = 330з1+ 2НзО.

Продукты восстановления кислот-окислителей могут быть разными, в зависимости от концентрации кислоты и силы восстановителя, с которым они реагируют. Концентрированная Нз304 обычно восстанавливается до ЯОз (Яьл), НЫОз— до ХОз (Х "4) или ЫО (Хч з). В бескислородных кислотах неметалл находится в низшей степени окисления, поэтому они проявляют свойства восстановителей (Нзб и Н1 — восстановители 88 Гл.

2. Основные классы неорганических соединений сильные). Окисляются они, как правило, до простого вещества (неметалл в степени окисления О): 4НС! + МпОг = МпС!г + С!г + 2НгО, Нг5+ Вгг = 5+ 2НВг, 2Нг5 + Нг50з = 35) + ЗНгО. Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только, когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой или фосфористой кислотах: Нг50з + С!г + НгО = Нг504 + 2НС1, НзРОз + НгОг = НзРОл + НгО. 5 2.4. ОСНОВАНИЯ В широком смысле слова, основания — вещества (частицы), принимающие ион водорода от кислот. В теории электролитической диссоциации основания определяют в более узком смысле: основания — сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе ! образуются ионы металла (или аммония) и гндроксид-ионы ОН К неорганическим основаниям относятся гидроксиды металлов обшей формулы М(ОН)„и аммиака: Ва(ОН)г — ~.

Ва~~ + 20Н )')Нз + НгО ч — ХН40Н ~ — ) )Нл + ОН Основания подразделяют на растворимые в воде (и(елони) и нерастворимые. Растворимые (за исключением аммиака) считаются сильными основаниями, так как днссоциируют почти полностью. Аммиак и плохо растворимые гидроксиды металлов относят к слабым основаниям — концентрация ОН в их растворах невелика. Основания, которые могут проявлять свойства слабых кислот, называют амфотерными соединениями. К ним относятся гидроксиды алюминия А)(ОН)з, цинка Хп(ОН)г, бериллия Ве(ОН)г, хрома (111) Сг(ОН)з, железа (П1) Ге(ОН)з и некоторые другие.

Получение оснований. 1. Общим методом получения оснований являются реакции обмена, с помощью которых могут быть получены как растворимые, так и нерастворимые в воде основания: КгСОз + Ва(ОН)г = 2КОН+ ВаСОзз, Сп504 + 2КОН = Сц(ОН)г) + Кг50м При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как при этом может произойти растворение амфотерного гидроксида, например: А)С)з + ЗКОН = А!(ОН)з(+ ЗКС! А!(ОН)з+ КОН = К[А!(ОН)4[.

92.4. Основания 59 В подобных случаях для осаждения гидроксидов можно использовать гидроксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются: А)С1з + ЗННз + ЗНзО = А1(ОН)з( + ЗНН4С1. При осаждении из водных растворов нерастворимые гидроксиды адсорбируют на своей поверхности большое количество воды и поэтому не отвечают стехиометрическому составу М(ОН),. Например, гидроксид алюминия, полученный осаждением с помощью аммиака, лучше описывать формулой А1зОз хНзО, где х ) 3.

Гидроксилы серебра и ртути неустойчивы и настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды: 2АКМОз + 2КОН = АдзО(+ НзО+ 2Кб[Оз. 3. Основной промышленный способ получения щелочей — электролиз водных растворов хлоридов: 2г!аС1 + 2НзО = 2ИаОН + Нз ! + С1з !.