EntradaTabla de fórmulas de sales y sus nombres. Nombres y fórmulas de los ácidos y sales más importantes.
Ácidos- sustancias complejas que constan de uno o más átomos de hidrógeno que pueden ser reemplazados por átomos metálicos y residuos ácidos.
Clasificación de ácidos
1. Por el número de átomos de hidrógeno: número de átomos de hidrógeno ( norte ) determina la basicidad de los ácidos:
norte= 1 monobase
norte= 2 dibases
norte= 3 tribases
2. Por composición:
a) Tabla de ácidos oxigenados, residuos ácidos y óxidos ácidos correspondientes:
|
Ácido (H n A) |
Residuo ácido (A) |
Óxido de ácido correspondiente |
|
H 2 SO 4 sulfúrico |
SO 4 (II) sulfato |
SO3 óxido de azufre (VI) |
|
HNO 3 nitrógeno |
NO3(I)nitrato |
N 2 O 5 óxido nítrico (V) |
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HMnO 4 manganeso |
MnO 4 (I) permanganato |
Mn2O7 óxido de manganeso ( VII) |
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H 2 SO 3 sulfuroso |
SO 3 (II) sulfito |
SO2 óxido de azufre (IV) |
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H 3 PO 4 ortofosfórico |
Ortofosfato PO 4 (III) |
P 2 O 5 óxido de fósforo (V) |
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HNO 2 nitrogenado |
NO 2 (I) nitrito |
N 2 O 3 óxido nítrico (III) |
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H 2 CO 3 carbón |
carbonato de CO 3 (II) |
CO2 monóxido de carbono ( IV) |
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H 2 SiO 3 silicio |
Silicato de SiO 3 (II) |
SiO 2 óxido de silicio (IV) |
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HClO hipocloroso |
Hipoclorito de ClO(I) |
C l 2 O óxido de cloro (I) |
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Cloruro de HClO 2 |
ClO2 (I) clorito |
C l 2 O 3 óxido de cloro (III) |
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Clorato HClO 3 |
clorato de ClO 3 (I) |
C l 2 O 5 óxido de cloro (V) |
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HClO 4 cloro |
Perclorato de ClO 4 (I) |
C l 2 O 7 óxido de cloro (VII) |
b) Tabla de ácidos libres de oxígeno
|
Ácido (H n / A) |
Residuo ácido (A) |
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HCl clorhídrico, clorhídrico |
Cloruro de Cl(I) |
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H 2 S sulfuro de hidrógeno |
Sulfuro de S(II) |
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Bromuro de hidrógeno HBr |
Bromuro de Br(I) |
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Hola yoduro de hidrógeno |
Yo (yo) yoduro |
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Fluoruro de hidrógeno HF, fluoruro |
Fluoruro de F(I) |
Propiedades físicas de los ácidos.
Muchos ácidos, como el sulfúrico, el nítrico y el clorhídrico, son líquidos incoloros. También se conocen ácidos sólidos: ortofosfórico, metafosfórico. HPO 3, bórico H 3 BO 3 . Casi todos los ácidos son solubles en agua. Un ejemplo de ácido insoluble es el ácido silícico. H2SiO3 . Las soluciones ácidas tienen un sabor amargo. Por ejemplo, muchas frutas adquieren un sabor amargo debido a los ácidos que contienen. De ahí los nombres de los ácidos: cítrico, málico, etc.
Métodos para producir ácidos.
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libre de oxígeno |
que contiene oxígeno |
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HCl, HBr, HI, HF, H2S |
HNO 3, H 2 SO 4 y otros |
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RECEPCIÓN |
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1. Interacción directa de no metales. H2 + Cl2 = 2 HCl |
1. Óxido ácido + agua = ácido SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 |
|
2. Reacción de intercambio entre sal y ácido menos volátil. 2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl |
|
Propiedades químicas de los ácidos.
1. Cambiar el color de los indicadores.
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Nombre del indicador |
Entorno neutro |
Ambiente ácido |
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Tornasol |
Violeta |
Rojo |
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fenolftaleína |
Incoloro |
Incoloro |
|
naranja de metilo |
Naranja |
Rojo |
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Papel indicador universal |
Naranja |
Rojo |
2. Reaccionar con metales en la serie de actividad hasta h 2
(excl. H NO 3 -ácido nítrico)
Vídeo "Interacción de ácidos con metales"
Yo + ÁCIDO = SAL + h 2 (r. sustitución)
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2
3. Con óxidos básicos (anfóteros) – óxidos metálicos
Vídeo "Interacción de óxidos metálicos con ácidos"
Fur x O y + ÁCIDO = SAL + H 2 O (rublo de cambio)
4. Reaccionar con bases – reacción de neutralización
ÁCIDO + BASE= SAL+ h 2 oh (rublo de cambio)
H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O
5. Reaccionar con sales de ácidos débiles y volátiles. Si se forma ácido, precipita o se desprende gas:
2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( r . intercambio )
Video "Interacción de ácidos con sales"
6. Descomposición de ácidos que contienen oxígeno cuando se calientan.
(excl. h 2 ENTONCES 4 ; h 3 CORREOS. 4 )
ÁCIDO = ÓXIDO ÁCIDO + AGUA (r. expansión)
¡Recordar!Ácidos inestables (carbónico y sulfuroso): se descomponen en gas y agua.:
H2CO3 ↔ H2O + CO2
H2SO3 ↔ H2O + SO2
Ácido sulfuro de hidrógeno en productos liberado como gas:
CaS + 2HCl = H2S+CaCl2
TAREAS DE ASIGNACIÓN
N° 1. Distribuye las fórmulas químicas de los ácidos en una tabla. Dales nombres:
LiOH, Mn 2 O 7, CaO, Na 3 PO 4, H 2 S, MnO, Fe (OH) 3, Cr 2 O 3, HI, HClO 4, HBr, CaCl 2, Na 2 O, HCl, H 2 SO 4, HNO 3, HMnO 4, Ca (OH) 2, SiO 2, Ácidos
bes-sour-
parientes
que contiene oxígeno
soluble
insoluble
uno-
básico
dos básicos
tres básicos
No. 2. Escribe las ecuaciones de reacción:
Ca+HCl
Na+H2SO4
Al+H2S
Ca + H3PO4
Nombra los productos de la reacción.
No 3. Escribe las ecuaciones de reacción y nombra los productos:
Na2O + H2CO3
ZnO + HCl
CaO + HNO3
Fe 2 O 3 + H 2 SO 4
No 4. Escriba ecuaciones para las reacciones de ácidos con bases y sales:
KOH + HNO3
NaOH + H2SO3
Ca(OH)2 + H2S
Al(OH)3 + HF
HCl + Na 2 SiO 3
H2SO4 + K2CO3
HNO3 + CaCO3
Nombra los productos de la reacción.
CEREMONIAS
Entrenador número 1. "Fórmula y nombres de ácidos"
Entrenador nº 2. "Establecimiento de correspondencia: fórmula ácida - fórmula de óxido"
Precauciones de seguridad: primeros auxilios en caso de contacto del ácido con la piel.
Precauciones de seguridad -
Nombres de algunos ácidos y sales inorgánicos.
| Fórmulas ácidas | Nombres de ácidos | Nombres de las sales correspondientes. |
| HClO4 | cloro | percloratos |
| HClO3 | hipocloroso | cloratos |
| HClO2 | cloruro | cloritos |
| HClO | hipocloroso | hipocloritos |
| H5IO6 | yodo | periodatos |
| HÍO 3 | yódico | yodatos |
| H2SO4 | sulfúrico | sulfatos |
| H2SO3 | sulfuroso | sulfitos |
| H2S2O3 | tioazufre | tiosulfatos |
| H2S4O6 | tetratiónico | tetrationatos |
| HNO3 | nitrógeno | nitratos |
| HNO2 | nitrogenado | nitritos |
| H3PO4 | ortofosfórico | ortofosfatos |
| HPO3 | metafosfórico | metafosfatos |
| H3PO3 | fosforoso | fosfitos |
| H3PO2 | fosforoso | hipofosfitos |
| H2CO3 | carbón | carbonatos |
| H2SiO3 | silicio | silicatos |
| HMnO4 | manganeso | permanganatos |
| H2MnO4 | manganeso | manganatos |
| H2CrO4 | cromo | cromatos |
| H2Cr2O7 | dicromo | dicromatos |
| frecuencia cardíaca | fluoruro de hidrógeno (fluoruro) | fluoruros |
| HCl | clorhídrico (clorhídrico) | cloruros |
| HBr | bromhídrico | bromuros |
| HOLA | yoduro de hidrógeno | yoduros |
| H2S | sulfuro de hidrógeno | sulfuros |
| HCN | cianuro de hidrógeno | cianuros |
| HOCN | cian | cianatos |
Permítanme recordarles brevemente, utilizando ejemplos específicos, cómo se deben llamar correctamente las sales.
Ejemplo 1. La sal K 2 SO 4 está formada por el resto del ácido sulfúrico (SO 4) y el metal K. Las sales del ácido sulfúrico se llaman sulfatos. K 2 SO 4 - sulfato de potasio.
Ejemplo 2. FeCl 3: la sal contiene hierro y un residuo de ácido clorhídrico (Cl). Nombre de la sal: cloruro de hierro (III). Atención: en este caso no sólo debemos nombrar el metal, sino también indicar su valencia (III). En el ejemplo anterior esto no era necesario, ya que la valencia del sodio es constante.
Importante: ¡el nombre de la sal debe indicar la valencia del metal solo si el metal tiene una valencia variable!
Ejemplo 3. Ba(ClO) 2: la sal contiene bario y el resto de ácido hipocloroso (ClO). Nombre de la sal: hipoclorito de bario. La valencia del metal Ba en todos sus compuestos es dos;
Ejemplo 4. (NH4)2Cr2O7. El grupo NH 4 se llama amonio, la valencia de este grupo es constante. Nombre de la sal: dicromato de amonio (dicromato).
En los ejemplos anteriores solo encontramos los llamados. Sales medias o normales. Aquí no se tratarán las sales ácidas, básicas, dobles y complejas, ni las sales de ácidos orgánicos.
| Fórmulas ácidas | Nombres de ácidos | Nombres de las sales correspondientes. |
| HClO4 | cloro | percloratos |
| HClO3 | hipocloroso | cloratos |
| HClO2 | cloruro | cloritos |
| HClO | hipocloroso | hipocloritos |
| H5IO6 | yodo | periodatos |
| HÍO 3 | yódico | yodatos |
| H2SO4 | sulfúrico | sulfatos |
| H2SO3 | sulfuroso | sulfitos |
| H2S2O3 | tioazufre | tiosulfatos |
| H2S4O6 | tetratiónico | tetrationatos |
| HNO3 | nitrógeno | nitratos |
| HNO2 | nitrogenado | nitritos |
| H3PO4 | ortofosfórico | ortofosfatos |
| HPO3 | metafosfórico | metafosfatos |
| H3PO3 | fosforoso | fosfitos |
| H3PO2 | fosforoso | hipofosfitos |
| H2CO3 | carbón | carbonatos |
| H2SiO3 | silicio | silicatos |
| HMnO4 | manganeso | permanganatos |
| H2MnO4 | manganeso | manganatos |
| H2CrO4 | cromo | cromatos |
| H2Cr2O7 | dicromo | dicromatos |
| frecuencia cardíaca | fluoruro de hidrógeno (fluoruro) | fluoruros |
| HCl | clorhídrico (clorhídrico) | cloruros |
| HBr | bromhídrico | bromuros |
| HOLA | yoduro de hidrógeno | yoduros |
| H2S | sulfuro de hidrógeno | sulfuros |
| HCN | cianuro de hidrógeno | cianuros |
| HOCN | cian | cianatos |
Permítanme recordarles brevemente, utilizando ejemplos específicos, cómo se deben llamar correctamente las sales.
Ejemplo 1. La sal K 2 SO 4 está formada por el resto del ácido sulfúrico (SO 4) y el metal K. Las sales del ácido sulfúrico se llaman sulfatos. K 2 SO 4 - sulfato de potasio.
Ejemplo 2. FeCl 3: la sal contiene hierro y un residuo de ácido clorhídrico (Cl). Nombre de la sal: cloruro de hierro (III). Atención: en este caso no sólo debemos nombrar el metal, sino también indicar su valencia (III). En el ejemplo anterior esto no era necesario, ya que la valencia del sodio es constante.
Importante: ¡el nombre de la sal debe indicar la valencia del metal solo si el metal tiene una valencia variable!
Ejemplo 3. Ba(ClO) 2: la sal contiene bario y el resto de ácido hipocloroso (ClO). Nombre de la sal: hipoclorito de bario. La valencia del metal Ba en todos sus compuestos es dos;
Ejemplo 4. (NH4)2Cr2O7. El grupo NH 4 se llama amonio, la valencia de este grupo es constante. Nombre de la sal: dicromato de amonio (dicromato).
En los ejemplos anteriores solo encontramos los llamados. Sales medias o normales. Aquí no se tratarán las sales ácidas, básicas, dobles y complejas, ni las sales de ácidos orgánicos.
Si está interesado no solo en la nomenclatura de las sales, sino también en los métodos de preparación y las propiedades químicas, le recomiendo que consulte las secciones correspondientes del libro de referencia de química: "
Son sustancias que se disocian en soluciones para formar iones de hidrógeno.
Los ácidos se clasifican por su fuerza, su basicidad y la presencia o ausencia de oxígeno en el ácido.
Por fuerzaLos ácidos se dividen en fuertes y débiles. Los ácidos fuertes más importantes son el nítrico. HNO 3, H2SO4 sulfúrico y HCl clorhídrico.
Según la presencia de oxígeno. distinguir entre ácidos que contienen oxígeno ( HNO3, H3PO4 etc.) y ácidos libres de oxígeno ( HCl, H2S, HCN, etc.).
Por basicidad, es decir. Según la cantidad de átomos de hidrógeno en una molécula de ácido que pueden ser reemplazados por átomos de metal para formar una sal, los ácidos se dividen en monobásicos (por ejemplo, HNO 3, HCl), dibásico (H 2 S, H 2 SO 4), tribásico (H 3 PO 4), etc.
Los nombres de los ácidos libres de oxígeno se derivan del nombre del no metal con la adición de la terminación -hidrógeno: HCl - ácido clorhídrico, H2S e - ácido hidroselénico, HCN - ácido cianhídrico.
Los nombres de los ácidos que contienen oxígeno también se forman a partir del nombre ruso del elemento correspondiente con la adición de la palabra "ácido". En este caso, el nombre del ácido en el que el elemento se encuentra en mayor estado de oxidación termina en “naya” u “óvulos”, por ejemplo, H2SO4 - ácido sulfúrico, HClO4 - ácido perclórico, H3AsO4 - ácido arsénico. Con una disminución en el grado de oxidación del elemento formador de ácido, las terminaciones cambian en la siguiente secuencia: "ovada" ( HClO3 - ácido perclórico), “sólido” ( HClO2 - ácido cloroso), “ovado” ( HO Cl - ácido hipocloroso). Si un elemento forma ácidos estando sólo en dos estados de oxidación, entonces el nombre del ácido correspondiente al estado de oxidación más bajo del elemento recibe la terminación “iste” ( HNO3 - ácido nítrico, HNO2 - ácido nitroso).
Tabla - Los ácidos más importantes y sus sales.
|
Ácido |
Nombres de las sales normales correspondientes. |
|
|
Nombre |
Fórmula |
|
|
Nitrógeno |
HNO3 |
nitratos |
|
Nitrogenado |
HNO2 |
nitritos |
|
Bórico (ortobórico) |
H3BO3 |
Boratos (ortoboratos) |
|
hidrobromico |
bromuros |
|
|
Yodhidrato |
Yoduros |
|
|
Silicio |
H2SiO3 |
silicatos |
|
Manganeso |
HMnO4 |
permanganatos |
|
metafosfórico |
HPO3 |
Metafosfatos |
|
Arsénico |
H3AsO4 |
arseniatos |
|
Arsénico |
H3AsO3 |
arsenitas |
|
Ortofosfórico |
H3PO4 |
Ortofosfatos (fosfatos) |
|
Difosfórico (pirofosfórico) |
H4P2O7 |
Difosfatos (pirofosfatos) |
|
dicromo |
H2Cr2O7 |
Dicromáticos |
|
Sulfúrico |
H2SO4 |
Sulfatos |
|
Sulfúrico |
H2SO3 |
sulfitos |
|
Carbón |
H2CO3 |
carbonatos |
|
Fosforoso |
H3PO3 |
Fosfitos |
|
Fluorhídrico (fluórico) |
fluoruros |
|
|
Clorhídrico (sal) |
Cloruros |
|
|
Cloro |
HClO4 |
Percloratos |
|
Cloroso |
HClO3 |
cloratos |
|
hipocloroso |
HClO |
hipocloritos |
|
Cromo |
H2CrO4 |
cromatos |
|
Cianuro de hidrógeno (cianico) |
Cianuro |
|
Obtención de ácidos
1. Los ácidos libres de oxígeno se pueden obtener mediante combinación directa de no metales con hidrógeno:
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S H 2 S.
2. Los ácidos que contienen oxígeno a menudo se pueden obtener combinando directamente óxidos de ácido con agua:
así 3 + H 2 O = H 2 así 4,
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,
P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3.
3. Tanto los ácidos oxigenados como los que contienen oxígeno se pueden obtener mediante reacciones de intercambio entre sales y otros ácidos:
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. En algunos casos, se pueden utilizar reacciones redox para producir ácidos:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.
Propiedades químicas de los ácidos.
1. La propiedad química más característica de los ácidos es su capacidad para reaccionar con bases (así como con óxidos básicos y anfóteros) para formar sales, por ejemplo:
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. La capacidad de interactuar con algunos metales en la serie de voltaje hasta el hidrógeno, con liberación de hidrógeno:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. Con las sales, si se forma una sal o sustancia volátil poco soluble:
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.
Tenga en cuenta que los ácidos polibásicos se disocian paso a paso y la facilidad de disociación en cada paso disminuye, por lo tanto, para los ácidos polibásicos, en lugar de sales medias, a menudo se forman sales ácidas (en el caso de un exceso del ácido que reacciona):
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. Un caso especial de interacción ácido-base es la reacción de ácidos con indicadores, lo que provoca un cambio de color, que se ha utilizado durante mucho tiempo para la detección cualitativa de ácidos en soluciones. Entonces, el tornasol cambia de color en un ambiente ácido a rojo.
5. Cuando se calientan, los ácidos que contienen oxígeno se descomponen en óxido y agua (preferiblemente en presencia de un agente eliminador de agua). P2O5):
H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3,
H2SiO3 = H2O + SiO2.
MV Andriukhova, L.N. Borodino
7. Ácidos. Sal. Relación entre clases de sustancias inorgánicas.
7.1. Ácidos
Los ácidos son electrolitos, tras cuya disociación sólo se forman cationes de hidrógeno H + como iones cargados positivamente (más precisamente, iones hidronio H 3 O +).
Otra definición: los ácidos son sustancias complejas que constan de un átomo de hidrógeno y residuos ácidos (Tabla 7.1).
Tabla 7.1
Fórmulas y nombres de algunos ácidos, residuos ácidos y sales.
| Fórmula ácida | nombre ácido | Residuo ácido (anión) | Nombre de las sales (promedio) |
|---|---|---|---|
| frecuencia cardíaca | Fluorhídrico (fluórico) | F- | fluoruros |
| HCl | Clorhídrico (clorhídrico) | Cl- | Cloruros |
| HBr | hidrobromico | Br- | bromuros |
| HOLA | Yodhidrato | yo- | Yoduros |
| H2S | sulfuro de hidrógeno | S2- | sulfuros |
| H2SO3 | Sulfúrico | Entonces 3 2 − | sulfitos |
| H2SO4 | Sulfúrico | Entonces 4 2 − | Sulfatos |
| HNO2 | Nitrogenado | NO2- | nitritos |
| HNO3 | Nitrógeno | NO 3- | nitratos |
| H2SiO3 | Silicio | SiO 3 2 − | silicatos |
| HPO3 | metafosfórico | PO 3 − | Metafosfatos |
| H3PO4 | Ortofosfórico | PO 4 3 − | Ortofosfatos (fosfatos) |
| H4P2O7 | Pirofosfórico (bifosfórico) | P 2 O 7 4 − | Pirofosfatos (difosfatos) |
| HMnO4 | Manganeso | MnO4 − | permanganatos |
| H2CrO4 | Cromo | CrO 4 2 − | cromatos |
| H2Cr2O7 | dicromo | Cr 2 O 7 2 − | Dicromatos (bicromatos) |
| H2SeO4 | Selenio | SeO 4 2 − | selenatos |
| H3BO3 | Bornaya | BO 3 3 − | Ortoboratos |
| HClO | hipocloroso | ClO – | hipocloritos |
| HClO2 | Cloruro | ClO2- | cloritos |
| HClO3 | Cloroso | ClO3- | cloratos |
| HClO4 | Cloro | ClO 4 − | Percloratos |
| H2CO3 | Carbón | CO 3 3 − | carbonatos |
| CH3COOH | Vinagre | CH 3 COO − | Acetatos |
| HCOOH | Hormiga | HCOO − | formiatos |
En condiciones normales, los ácidos pueden ser sólidos (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) y líquidos (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Estos ácidos pueden existir tanto individualmente (en forma 100%) como en forma de soluciones diluidas y concentradas. Por ejemplo, H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH se conocen tanto individualmente como en soluciones.
Varios ácidos se conocen sólo en soluciones. Todos estos son haluros de hidrógeno (HCl, HBr, HI), sulfuro de hidrógeno H 2 S, cianuro de hidrógeno (cianuro de hidrógeno), H 2 CO 3 carbónico, ácido sulfuroso H 2 SO 3, que son soluciones de gases en agua. Por ejemplo, el ácido clorhídrico es una mezcla de HCl y H 2 O, el ácido carbónico es una mezcla de CO 2 y H 2 O. Está claro que utilizar la expresión "solución de ácido clorhídrico" es incorrecto.
La mayoría de los ácidos son solubles en agua; el ácido silícico H 2 SiO 3 es insoluble. La inmensa mayoría de los ácidos tienen una estructura molecular. Ejemplos de fórmulas estructurales de ácidos:
En la mayoría de las moléculas de ácido que contienen oxígeno, todos los átomos de hidrógeno están unidos al oxígeno. Pero hay excepciones:
Los ácidos se clasifican según una serie de características (Tabla 7.2).
Tabla 7.2
Clasificación de ácidos
| Signo de clasificación | tipo de ácido | Ejemplos |
|---|---|---|
| Número de iones de hidrógeno formados tras la disociación completa de una molécula de ácido | monobase | HCl, HNO3, CH3COOH |
| Con dos bases | H2SO4, H2S, H2CO3 | |
| tribásico | H3PO4, H3AsO4 | |
| La presencia o ausencia de un átomo de oxígeno en una molécula. | Que contienen oxígeno (hidróxidos de ácido, oxoácidos) | HNO2, H2SiO3, H2SO4 |
| Sin oxígeno | HF, H2S, HCN | |
| Grado de disociación (fuerza) | Fuerte (completamente disociado, electrolitos fuertes) | HCl, HBr, HI, H2SO4 (diluido), HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7 |
| Débil (parcialmente disociado, electrolitos débiles) | 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 (conc.) | |
| Propiedades oxidativas | Agentes oxidantes debido a iones H + (ácidos condicionalmente no oxidantes) | HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (dil), H 3 PO 4, CH 3 COOH |
| Agentes oxidantes debidos a aniones (ácidos oxidantes) | HNO 3, HMnO 4, H 2 SO 4 (conc), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Agentes reductores de aniones | HCl, HBr, HI, H 2 S (pero no HF) | |
| Estabilidad térmica | Existe solo en soluciones. | H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2 |
| Se descompone fácilmente cuando se calienta. | H2SO3, HNO3, H2SiO3 | |
| Térmicamente estable | H 2 SO 4 (conc), H 3 PO 4 |
Todas las propiedades químicas generales de los ácidos se deben a la presencia en sus soluciones acuosas de un exceso de cationes de hidrógeno H + (H 3 O +).
1. Debido al exceso de iones H +, las soluciones acuosas de ácidos cambian el color del violeta tornasol y del naranja de metilo a rojo (la fenolftaleína no cambia de color y permanece incolora). En una solución acuosa de ácido carbónico débil, el tornasol no es rojo, sino rosado; una solución sobre un precipitado de ácido silícico muy débil no cambia en absoluto el color de los indicadores.
2. Los ácidos interactúan con óxidos básicos, bases e hidróxidos anfóteros, hidrato de amoníaco (ver Capítulo 6).
Ejemplo 7.1.
Para realizar la transformación BaO → BaSO 4 se puede utilizar: a) SO 2; b) H2SO4; c) Na2SO4; d) Así 3.
Solución. La transformación se puede realizar utilizando H 2 SO 4:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO 3 = BaSO 4
Na 2 SO 4 no reacciona con BaO, y en la reacción de BaO con SO 2 se forma sulfito de bario:
BaO + SO 2 = BaSO 3
Respuesta: 3).
3. Los ácidos reaccionan con el amoníaco y sus soluciones acuosas para formar sales de amonio:
HCl + NH 3 = NH 4 Cl - cloruro de amonio;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - sulfato de amonio.
4. Los ácidos no oxidantes reaccionan con metales ubicados en la serie activa hasta el hidrógeno para formar una sal y liberar hidrógeno:
H 2 SO 4 (diluido) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2
La interacción de los ácidos oxidantes (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)) con los metales es muy específica y se considera al estudiar la química de los elementos y sus compuestos.
a) en la mayoría de los casos, cuando un ácido más fuerte reacciona con una sal de un ácido más débil, se forma una sal de un ácido débil y un ácido débil o, como dicen, un ácido más fuerte desplaza a uno más débil. La serie de fuerza decreciente de los ácidos se ve así:
Ejemplos de reacciones que ocurren:
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2
H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓
2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 COCINAR + H 2 O + CO 2
3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4
No interactúen entre sí, por ejemplo, KCl y H 2 SO 4 (diluido), NaNO 3 y H 2 SO 4 (diluido), K 2 SO 4 y HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4. y H 2 CO 3 , CH 3 COCINAR y H 2 CO 3 ;
b) en algunos casos, un ácido más débil desplaza a uno más fuerte de una sal:
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4
3AgNO 3 (dil) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.
Tales reacciones son posibles cuando los precipitados de las sales resultantes no se disuelven en los ácidos fuertes diluidos resultantes (H 2 SO 4 y HNO 3);
c) en el caso de formación de precipitados insolubles en ácidos fuertes, puede producirse una reacción entre un ácido fuerte y una sal formada por otro ácido fuerte:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
Ejemplo 7.2.
Indique la fila que contiene las fórmulas de las sustancias que reaccionan con H 2 SO 4 (diluido).
1) Zn, Al 2 O 3, KCl (p-p); 3) NaNO3 (p-p), Na2S, NaF 2) Cu(OH)2, K2CO3, Ag; 4) Na2SO3, Mg, Zn(OH)2.
Solución. Todas las sustancias de la fila 4 interactúan con H 2 SO 4 (dil):
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2
Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O
En la fila 1) la reacción con KCl (p-p) no es factible, en la fila 2) - con Ag, en la fila 3) - con NaNO 3 (p-p).
Respuesta: 4).
6. El ácido sulfúrico concentrado se comporta de manera muy específica en reacciones con sales. Este es un ácido no volátil y térmicamente estable, por lo que desplaza todos los ácidos fuertes de las sales sólidas (!), ya que son más volátiles que el H2SO4 (conc):
KCl (tv) + H 2 SO 4 (conc.) KHSO 4 + HCl
2KCl (s) + H 2 SO 4 (conc) K 2 SO 4 + 2HCl
Las sales formadas por ácidos fuertes (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) reaccionan solo con ácido sulfúrico concentrado y solo cuando están en estado sólido.
Ejemplo 7.3.
El ácido sulfúrico concentrado, a diferencia del diluido, reacciona:
BaO + SO 2 = BaSO 3
3) KNO 3 (televisión);
Solución. Ambos ácidos reaccionan con KF, Na 2 CO 3 y Na 3 PO 4, y solo H 2 SO 4 (conc.) reacciona con KNO 3 (sólido). Los métodos para producir ácidos son muy diversos.
- disolviendo los gases correspondientes en agua:
HCl (g) + H 2 O (l) → HCl (p-p)
H 2 S (g) + H 2 O (l) → H 2 S (solución)
- de sales por desplazamiento con ácidos más fuertes o menos volátiles:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
KCl (tv) + H 2 SO 4 (conc) = KHSO 4 + HCl
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3
Ácidos que contienen oxígeno Los métodos para producir ácidos son muy diversos.
- disolviendo los óxidos ácidos correspondientes en agua, mientras que el grado de oxidación del elemento formador de ácido en el óxido y el ácido sigue siendo el mismo (con la excepción del NO 2):
N2O5 + H2O = 2HNO3
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
P2O5 + 3H2O2H3PO4
- Oxidación de no metales con ácidos oxidantes:
S + 6HNO 3 (conc) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
- desplazando un ácido fuerte de una sal de otro ácido fuerte (si precipita un precipitado insoluble en los ácidos resultantes):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (diluido) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
- desplazando un ácido volátil de sus sales con un ácido menos volátil.
Para ello, se utiliza con mayor frecuencia ácido sulfúrico concentrado no volátil y térmicamente estable:
NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (conc.) NaHSO 4 + HNO 3
KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (conc.) KHSO 4 + HClO 4
- Desplazamiento de un ácido más débil de sus sales por un ácido más fuerte:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4
NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2
K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓