Стась Н.Ф. Введение в химию. Учебное пособие
Подождите немного. Документ загружается.
сильными, а кислоты, диссоциирующие обратимо, – слабыми. Наиболее
распространённые сильные кислоты – это HCl, HBr, HI, HNO
3
, H
2
SO
4
,
HClO
4
, а наиболее часто встречающиеся слабые кислоты – это HNO
2
,
H
2
SO
3
, H
2
S, HClO, HCN и органическая уксусная кислота CH
3
COOH.
Принято считать, что все кислоты – растворимые в воде соедине-
ния. Действительно, растворимых кислот большинство, но встречаются
и малорастворимые кис
2
SnO
3
, H
3
BO
3
.
ая, HBr – бромоводородная, H
2
S – серово-
доро
сы -н
и -ист: пер азующего
элемента, а
+6
H
2
S
+5
суффиксами
-ов и -ев: H
2
CrO
4
– евая кислота.
Галогены хлор ых, образуют по
четыре кислородо VII, V, III и I. В
назв
ватист: HClO
4
– хлорная, HClO
3
– хлорно-
ватая, HClO
2
– хлорист
Существуют кисл тем же элементом в
одной и той же степен . В этом слу-
чае к
наибольшим орто-,
а при промежуточно и кислорода (в рас-
чёте на один ато -: HPO
3
– ме-
тафосфорная кис , H
4
P
2
O
7
– пиро-
фосфорная кис
ся:
лоты, например H
2
SiO
3
, H
2.4.2. Номенклатура кислот
Названия бескислородных кислот начинаются с названия неметал-
ла с окончанием -о и прибавлением слова водородная: HF – фтороводо-
родная, HCl – хлороводородн
дная. Кислота HCN имеет название циановодородная.
Названия кислородосодержащих кислот производятся от русских
названий кислотоообразующих элементов с различными суффиксами,
которые необходимо строго выдерживать.
Если элемент образует две кислоты, то используются суффик
вый – при максимальной валентности кислотообр
второй, если валентность не максимальная:
+4
O
4
– серная кислота, H
2
SO
3
– сернистая кислота;
+3
HNO
3
– азотная кислота, HNO
2
– азотистая кислота.
В названиях некоторых кислот суффикс -н заменяется
хромовая кислота, H
2
SiO
3
– кремни
, бром и йод, кроме бескислородн
содержащих кислоты при валентности
аниях этих кислот используются, по мере понижения валентности,
суффиксы -н, -оват, -ист и -о
ая, HClO – хлорноватистая.
оты, образованные одним и
и окисления, но состав их различен
названию кислоты с наименьшим содержанием атомов водорода и
кислорода добавляется префикс (приставка) мета-, с
м содержании атомов водорода
м кислотообразуещего элемента) – пиро
лота, H PO – ортофосфорная кислота
3 4
лота.
Напомним (см. п. 1.5), что в систематических международных на-
званиях кислот валентность кислотообразующего элемента указывает
49
HIO
4
– тетрао дат (VII) во-
оро
2
2 3 2
из них хорошо
растворяются в вод , разъедают кожу,
изме
ваются реакция-
ми н
= NaCl + H O –
молекулярное уравнение,
2 4 2 4 2
воды:
Кислоты в ми оксидами
с образованием
о сложности, следует рассмотреть отдельно.
ксоиодат (VII) водорода, H
5
IO
6
– гексаоксоио
д да, H
2
S
2
O
7
– гептаоксодисульфат (VI) водорода и т.д. Что же каса-
ется тривиальных (не систематических) названий кислот, которые
обычно используются на практике, то их названия приводятся в прило-
жении 7 данного пособия и в упомянутом выше справочнике.
2.4.3. Свойства кислот
В безводном состоянии кислоты представляют собой жидкие
(HNO
3
, H
2
SO
4
, HClO
4
, H
3
PO
4
), газообразные (HF, HCl, HBr, HI, H S) и
твёрдые (H SiO , H SnO , H BO ) вещества. Большинство
3 3 3
е, растворы имеют кислый вкус
няют цвет индикаторов.
Сильные кислоты взаимодействуют со щелочами с образованием
соли и воды. Эти реакции, как указывалось ранее, назы
ейтрализации, т.к. кислая среда кислоты и щелочная среда щёлочи
превращаются в нейтральную среду воды. Ионное уравнение реакции
нейтрализации одинаково, независимо от вида кислоты и щёлочи:
HCl + NaOH
2
H
+
+ OH
–
= H
2
O – ионное уравнение.
H SO + 2KOH = K SO + 2H O – молекулярное уравнение,
H
+
+ OH
–
= H
2
O – ионное уравнение.
Кислоты взаимодействуют и с другими основаниями (как с типич-
ными, так и с амфотерными) с образованием соли и
2HCl + Mg(OH)
2
= MgCl
2
+ 2H
2
O;
3HNO
3
+ Al(OH)
3
= Al(NO
3
)
3
+ 3H
2
O.
заимодействуют с основными и амфотерны
соли и воды:
H
2
SO
4
+ MgO = MgSO
4
+ H
2
O;
2HCl + ZnO = ZnCl
2
+ H
2
O.
Возможно взаимодействие кислот с солями, если при этом образу-
ются малорастворимые или газообразные вещества:
HCl + AgNO
3
= AgCl↓ + HNO
3
;
H
2
SO
4
+ Na
2
SiO
3
= H
2
SiO
3
↓ + Na
2
SO
4
;
2HNO
3
+ CaCO
3
= Ca(NO
3
)
2
+ H
2
O + CO
2
↑.
Кислоты взаимодействуют с металлами (окисляют их); это свойст-
во кислот, вследствие ег
50
2.4.4. Взаимодействие кислот с металлами
При взаимодействии соляной и разбавленной серной кислоты c ме-
тал амл и окислителем ся
+
. они взаимо-
действуют с дорода. При
этом
твует с соляной и разбавленной
серной кислотами, так плотная не-
раст
да
При вза ы с актив-
ными металл о сероводо-
род:
2
O,
а металлы сред :
Металлы ной HSO
окис
таллы с концентрированной серной кислотой не
взаи
ычной
нел гирован
являет ион водорода Н Поэтому
металлами, стоящими в ряду напряжений до во
образуется соль и выделяется водород:
Zn + 2HCl = ZnCl
2
+ H
2
↑; Zn + H
2
SO
4
(разб) = ZnSO
4
+ H
2
↑.
Металлы переменной валентности, проявляющие переменную сте-
пень окисления, соляной и разбавленной серной кислотами окисляются,
как правило, до низших степеней окисления, например:
Fe + H
2
SO
4
(разб) = FeSO
4
+ H
2
↑.
Свинец практически не взаимодейс
как на его поверхности образуется
воримая пленка хлорида или сульфата свинца (II).
В концентрированной серной кислоте окислителем являются суль-
фат-ионы SO
−2
4
, в которых сера находится в степени окисления +6.
Окисляя металл, серная кислота восстанавливается до сероводорода, се-
ры и окси серы (IV).
имодействии концентрированной серной кислот
ами образуются соль, вода и преимущественн
8Na + 5H
2
SO
4
(конц) = 4Na
2
SO
4
+ H
2
S↑ + 4H
2
O.
Малоактивные металлы восстанавливают концентрированную сер-
ную кислоту преимущественно до SO
2
, например:
Cu + 2H
2
SO
4
(конц) = CuSO
4
+ SO
2
↑ + 2H
ней активности – преимущественно до серы
3Zn + 4H
2
SO
4
(конц) = 3ZnSO
4
+ S↓ + 4H
2
O.
переменной валентности концентрирован
2 4
ляются, как правило, до высшей степени окисления, например:
3Sn + 8H
2
SO
4
(конц) = 3Sn(SO
4
)
2
+ 2S↓ + 8H
2
O.
Благородные ме
модействуют ни при каких условиях. Некоторые металлы (Al, Fe,
Сr, Ni, Ti, V и др.) не взаимодействуют с концентрированной серной ки-
слотой при обычных условиях (пассивируются), но взаимодействуют
при нагревании.
Большое практическое значение имеет пассивация железа: концен-
трированную серную кислоту можно хранить в ёмкостях из об
е ной стали.
51
Свинец с концентрированной серной кислотой взаимодействует с
образованием растворимой кислой соли (гидросоли), оксида серы (IV) и
воды:
В азот ислителем
явля
не
выделяется. чением са-
мых
NO
2
↑ + 2H
2
O;
n + 4H H
2
O;
Мо + 6 2H
2
O.
При взаим ной кислотой
продукт её в свойств ме-
ав кисло-
ту максим :
8K + 10HNO
3
(разб) = 8К
3
+ NН
4
NO
3
+ 3H
2
O.
Pb + 3H SO
(конц) = Pb(HSO ) + SO ↑ + 2H O.
2 4 4 2 2 2
ной кислоте, независимо от её концентрации, ок
ются нитрат-ионы NO
−
3
, содержащие азот в степени окисления +5.
Поэтому при взаимодействии металлов с азотной кислотой водород
Азотная кислота окисляет все металлы за исклю
неактивных (благородных). При этом образуются соль, вода и про-
дукты восстановления азота (+5): NH
4
NO
3
, N
2
, N
2
O, NO, НNО
2
, NO
2
.
Свободный аммиак не выделяется, так как он взаимодействует с азот-
ной кислотой, образуя нитрат аммония:
NH
3
+ HNO
3
= NH
4
NO
3
.
При взаимодействии металлов с концентрированной азотной ки-
слотой (30–60 % HNO
3
) продуктом восстановления HNO
3
является пре-
имущественно оксид азота (IV), независимо от природы металла, на-
пример:
Mg + 4HNO
3
(конц) = Mg(NO
3
)
2
+ 2
Zn + 4HNO
3
(конц) = Zn(NO
3
)
2
+ 2NO
2
↑ + 2H
2
O;
Hg + 4HNO
3
(конц) = Hg(NO
3
)
2
+ 2NO
2
↑ + 2H
2
O.
Металлы переменной валентности при взаимодействии с концен-
трированной азотной кислотой окисляются до высшей степени окисле-
ния. При этом те металлы, которые окисляются до степени окисления
+4 и выше, образуют кислоты или оксиды. Например:
S NO
3
(конц) = H
2
SnO
3
+ 4NO
2
↑ +
2Sb + 10HNO
3
(конц) = Sb
2
O
5
+ 10NO
2
↑ + 5H
2
O;
HNO
3
(конц) = H
2
МоO
4
+ 6NO
2
↑ +
В концентрированной азотной кислоте пассивируются алюминий,
хром, железо, никель, кобальт, титан и некоторые другие металлы. По-
сле обработки азотной кислотой эти металлы не взаимодействуют и с
другими кислотами.
одействии металлов с разбавленной азот
осстановления зависит от восстановительных
талла: чем активнее металл, тем в большей степени восстанавливается
азотная кислота.
Активные металлы восстан ливают разбавленную азотную
ально, т.е. образуются соль, вода и NH
4
NO
3
, например
NO
52
При взаимодейств й кислотой металлов
сред
в-
2
O.
Но уравнения ны, так как в дей-
стви е
ень
-
и других благородных металлов. Со-
ляная кислота в царс азование комплекс-
ного
записываются так:
Au + H = H[AuCl
4
] +
2
O;
взаимодействия благородн водкой. Считают, что
в этой
ным
по у
3 2
Хлорид нитрози епрочен и разлагается по уравнению:
хлор.
Окислителе атом ень активный)
хлор
ской
3
↑ + 2H
2
O;
3Pt + 4HN + 8H
2
O,
а ком как
4
]; 2HCl + PtCl
4
= H
2
[PtCl
6
].
ии с разбавленной азотно
ней активности образуются соль, вода и азот или N
2
O, например:
5Мn + 12HNO
3
(разб) = 5Mn(NO
3
)
2
+ N
2
↑ + 6H
2
O;
4Cd + 10HNO
3
(разб) = 4Cd(NO ) + N
2
O↑ + 5H
2
O.
3 2
азбавленной азотПри взаимодействии р ной кислоты с малоакти
ными металлами образуются соль, вода и оксид азота (II), например:
3Сu + 8HNO
3
(разб) = 3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO↑ + 4H
реакций в данных римерах условп
тельности получается смесь соединений азота, причем, чем выш
активность металла и ниже концентрация кислоты, тем ниже степ
окисления азота в том продукте, которого образуется больше других.
Царской водкой называется смесь концентрированных азотной и
соляной кислот. Она применяется для окисления и перевода в раство
римое состояние золота, платины
кой водке затрачивается на обр
соединения окисленного металла. Уравнения реакций золота и
платины с царской водкой
NO
3
+ 4HCl NO↑ + 2H
3Pt + 4HNO
3
+ 18HCl = 3H
2
[PtCl
6
] + 4NO↑ + 8H
2
O.
некоторых учебны ется другое объяснениеВ х пособиях встреча
ых металлов с царской
смеси между HNO
3
и HCl происходит катализируемая благород-
и металлами реакция, в которой азотная кислота окисляет соляную
равнению:
HNO + 3HCl = NOCl + 2H O.
ла NOCl н
NOCl = NO + Cl – атомарный
м металла является арный (т.е. оч
в момент выделения. Поэтому продуктами взаимодействия цар-
водки с металлами являются ), вода и оксид азота (II): соль (хлорид
+ NOAu + HNO
3
+ 3HCl = AuCl
O
3
+ 12HCl = 3PtCl
4
+ 4NO↑
плексные соединения образуются при последующих реакциях
вторичные продукты:
HCl + AuCl
3
= H[AuCl
53
2.4.5. П
Бескислород еств или из со-
ей э
2
а ран
мышленности получ
Сырьём для пол природное соеди-
нени
SO
2
.
На следующей а оксид серы (IV)
окисляется до SO
3
:
из ко
ание. На последней стадии технологического процесса серный
о
ачала получают аммиак
3
который затем окисля
сляется до оксида азота (IV):
Ортофосфорную в производстве
фосф ортофос-
фата кальция(фосфорита):
Ca
3
(PO
4
)
2
+ 3H
2
SO
4
= 3CaSO
4
+ 2H
3
PO
4
.
олучение кислот
ные кислоты получают из простых вещ
л тих кислот. Например, хлороводородную (соляную) кислоту в на-
стоящее время кислоту получают при реакции водорода с хлором
H
2
+ Cl = 2HCl,
ьше ее получали из поваренной соли (отсюда тривиальное назва-
ние: соляная кислота):
2NaCl + H
2
SO
4
= Na
2
SO
4
+ 2HCl.
Среди кислородосодержащих кислот особое значение имеют сер-
ная, азотная, и ортофосфорные кислоты, которые в химической про-
ают в больших количествах.
учения серной кислоты является
е (минерал) пирит, формула которого FeS
2
. В начале его сжигают,
получая оксид серы (IV):
4FeS
2
+ 11O
2
= 2Fe
2
O
3
+ 8
стадии технологического процесс
2SO
2
+ O
2
⎯⎯⎯⎯→⎯
ркатализато
2SO
3
,
торого на последней стадии процесса получают серную кислоту:
SO
3
+ H
2
O = H
2
SO
4
.
Примеч
ангидрид поглощают не водой, а серной кислотой, получая
олеум, при раство-
рении ег в воде получают серную кислоту требуемой концентрации.
В производстве азотной кислоты сн
H + N
⎯⎯⎯⎯→⎯
ркатализато
2NH ,
2 2 3
ется до оксида азота (II):
4NH
3
+ 5O
2
⎯⎯⎯⎯→⎯
ркатализато
4NO + 6H
2
O.
Оксид азота (II) самопроизвольно оки
2NO + O
2
= 2NO
2
,
из которого получают азотную кислоту:
2NO + O + H O = 4HNO .
2 2 3
кислоту, которая используется
орных удобрений, получают из природного соединения,
54
2.5. Соли
2.5.1. Состав и классификация солей
Солями называются соединения, состоящие из катионов метал-
лов (или аммония) и анионов – кислотных остатков: KCl, Na
2
SO
4
,
K
3
PO , NH Cl, (NH ) SO и т.д.
4 4 4 2 4
Соли можно рассматривать как продукты взаимодействия кислот с
основаниями (хотя способ получения может быть другим – см. п. 4.4),
при этом могут получа снóвные соли.
Нормальные соли гда количеств кисло-
ты и
O
4
+ 2KOH = K
2
HPO
4
+ 2H
2
O.
Таким образом, в оснóвных лях содержатся гидроксогруппы.
Оснóвные соли возможн ностью II и выше и не-
возм
Sb(OH)
2
Cl = Sb OCl + H
2
O;
солей.
ться нормальные, кислые и о
образуются в том случае, ко
основания достаточно для полного взаимодействия, например:
H
2
SO
4
+ 2NaOH = Na
2
SO
4
+ H
2
O;
H
3
PO
4
+ 3KOH = K
3
PO
4
+ H
2
O.
Кислые соли образуются при недостатке основания, когда катионов
металла в составе основания недостаточно для замещения всех катио-
нов водорода в молекуле кислоты, например:
H
2
SO
4
+ NaOH = NaHSO
4
+ H
2
O;
H
3
PO
4
+ KOH = KH
2
PO
4
+ H
2
O;
H
3
P
В кислых солях в составе кислотных остатков содержится водород.
Кислые соли возможны для многоосновных кислот и невозможны для
одноосновных.
Оснóвные соли образуются при избытке основания, когда анионов
кислотных остатков недостаточно для полного замещения всех
гидроксогрупп в основании, например:
Al(OH)
3
+ HCl = Al(OH)
2
Cl + H
2
O;
Al(OH)
3
+ 2HCl = AlOHCl
2
+ H
2
O.
со
ы для металлов с валент
ожны для одновалентных металлов.
Некоторые оснóвные соли самопроизвольно разлагаются с выделе-
нием воды; при этом образуются оксосоли, например:
Bi(OH)
2
NO
3
= BiO NO
3
+ H
2
O.
Оксосоли обладают всеми свойствами оснóвных
55
Многие соли в твёрдом состоянии я
одержат в своём
вляются кристалогидратами,
т.е. воду, например:
CuSO
4
·5H
2
O, FeSO
4
·7
Таким образом, п ойствам, которые за-
вися типов: нормальные, кис-
лые, оснóвные, о
Существует имости в воде и
по ти 4-й главе данного пособия.
ении 7 и в справочнике приведены на-
звания нормальных солей ённых кислот.
н атом водо-
рода или дигидро- (два а ванию аниона: K
2
HPO
4
–
гидрофосфат калия, KH P калия, NaHCO – гидро-
карб
имеют приставку гидроксо- или дигид-
роксо к названию кати
2
– нитрат гидроксоал-
люминия; Cr(OH)
2
Cl – х ) и т.д.
O
3
)
2
– нитрат диоксоурана (VI).
тся с указания количества
(греч оды: CuSO
4
·5H
2
O – пентагидрат суль-
фата
2
трия и т.д.
солей
Соли – твёрдые к ионными химически-
ми с . Химические свойства солей
обусловлены , щелочами и
солями.
более активные металлы вы-
тесняют менее активны
Fe↓;
с составе химически связанную
H
2
O, BaCl
2
·2H
2
O и т.д.
о составу (и химическим св
т от состава) соли подразделяются на пять
ксосоли и кристаллогидраты.
также классификация солей по раствор
пу гидролиза. Они рассматриваются в
2.5.2. Номенклатура солей
Названия с ующих кислот:
соли хлороводородной кислоты называются хлоридами, серной – суль-
фатами, азотной – нитратами, азотистой – нитритами и т.д. Таким обра-
зом, если в названии кислот испол
олей связанны с названиями соответств
ьзуются русские названия химиче-
ских элементов, то в названиях солей – соответствующие латинские на-
звания этих элементов. В прилож
наиболее распростран
Названия кислых солей имеют приставку гидро- (оди
) тома водорода) к наз
O – дигидрофосфат
2 4 3
онат натрия и т.д.
Названия основных солей
- она металла: AlOH(NO
3
)
лорид дигроксохрома (III
Названия оксосолей имеют приставку оксо- или диоксо- к назва-
нию катиона металла: BiOCl – хлорид оксовисмута (III), TiOBr
2
– бро-
мид оксотитана (IV), UO
2
(N
Названия кристаллогидратов начинаю
ескими названиями чисел) в
меди (II), Nа CO ·10H O – де
3 2
ка идрат карбоната на
г
2.5.3. Свойства
ристаллические вещества с
вязями между катионами и анионами
их взаимодействием с металлами, кислотами
Соли взаимодействуют с металлами:
е из растворов их солей:
Mg + FeCl
2
= MgCl
2
+
Ni + CuSO
4
= NiSO
4
+ Cu↓.
56
Соли взаимодействуют с кислотами:
AgNO O
3
;
Соли взаимодействую
4
.
Соли взаимодейству
Pb(NO NO
3
.
в растворах потому, что один из обра-
зующихся проду газа или пред-
став
ованием двух ок-
сидов – основного
3
= CaO + CO
2
,
а соли аммония с обра дорода:
4
Cl = NH
3
+ HCl.
Важнейшим хими ляется их гидролиз.
Он р .
е встречались при
описании свойств о не менее, перечис-
лим .
Соли образуютс
l
идов с кислотами:
2 2
SnO + 2KOH = K
2
SnO
2
+ H
2
O.
3
+ HCl = AgCl↓ + HN
Na
2
S + 2HCl = NaCl + H
2
S↑.
т со щелочами:
CuSO
4
+ 2NaOH = Cu(OH)
2
↓ + Na
2
SO
ют между собой:
CaCl
2
+ Na
2
CO
3
= CaCO
3
↓ + 2NaCl;
3
)
2
+ Na
2
SO
4
= PbSO
4
↓ + 2Na
Все эти реакции протекают
ктов нерастворим, улетучивается в виде
ляет собой слабый электролит.
соли Многие разлагаются при нагревании с образ
и кислотного:
CaCO
зованием аммиака и хлорово
NH
ческим свойством солей яв
ассматривается в главе 4
2.5.4. Получение солей
полученияСпособы солей многочисленны и уж
ксидов, оснований и кислот. Тем
их снова с примерами
я при взаимодействии.
1. Металлов с неметаллами:
2Na + C
2
= 2NaCl; Zn + S = ZnS.
2. Основных окс
СaO + 2HCl = CaCl
2
+ H
2
O.
3. Кислотных оксидов со щелочами:
CO
2
+ Ba(OH)
2
= BaCO
3
↓ + H
2
O.
Амфотерных оксидов с кислотами: 4.
SnO + 2HCl = SnCl + H O.
5. Амфотерных оксидов со щелочами:
57
6. Основн
вными оксидами:
слот со щелочами (реакция нейтрализации):
2
10. Оснований с ки
2Bi(OH )
3
+ 6H
2
O.
11. Амфотерных ос
ал
Zn + H SO = ZnSO
4
+ H
2
↑.
13. Металлов с соля
Z ↓.
14. Щелочей с соля
2NaO 2NaCl.
2HCl + K
с солями:
Ag
Все способы получ уппировать в 5 групп.
. Взаимодействие аллами, с кислотами
и сол
ми и кислотами и между
собой (14, 15, 16).
ых оксидов с кислотными:
BaO + CO
2
= BaCO
3
.
7. Амфотерных оксидов с кислотными оксидами:
ZnO + SO
3
= ZnSO
4
.
8. Амфотерных оксидов с осно
ZnO + Na
2
O = Na
2
ZnO
2
.
9. Ки
HCl + NaOH = NaCl + H O.
слотами:
)
3
+ 3H
2
SO
4
= Bi
2
(SO
4
нований со щелочами:
Cr(OH)
3
+ 3KOH = K
3
CrO
3
+ 3H
2
O.
12. Мет лов с кислотами:
2 4
ми:
n + CuSO
4
= ZnSO
4
+ Cu
ми:
H + FeCl
2
= Fe(OH)
2
↓ +
15. Кислот с солями:
2
SiO
3
= H
2
SiO
3
↓ + 2KCl.
16. Солей
NO
3
+ KBr = AgBr↓ + KNO
3
.
ения солей можно сгр
1 металлов с немет
ями (1, 12, 13).
2. Взаимодействие основных оксидов с кислотами, кислотных – со
щелочами и основных оксидов и кислотных оксидов между собой (2, 3, 6).
3. Взаимодействие амфотерных оксидов с кислотами и кислотными
оксидами, со щелочами и основными оксидами (4, 5, 7, 8).
4. Взаимодействие всех оснований с кислотами и амфотерных – со
щелочами (9, 10, 11).
5. Взаимодействие солей со щелоча
58