6. Кислоты. Классификация. Особенности номенклатуры

Кисло́ты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток. Водные растворы кислот имеют кислый вкус, обладают раздражающим действием, способны менять окраску индикаторов, отличаются рядом общих химических свойств.

• По содержанию кислорода

  • бескислородные (HCl, H₂S);

  • кислородосодержащие (HNO₃,H₂SO₄).

• По основности — количество кислых атомов водорода

  • Одноосновные (HNO₃);

  • Двухосновные (H₂SeO₄, двухосновные предельные карбоновые кислоты);

  • Трёхосновные (H₃PO₄, H₃BO₃).

  • Полиосновные (практически не встречаются).

• По силе

  • Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1·10⁻³ (HNO₃);

  • Слабые — константа диссоциации меньше 1·10⁻³ (уксусная кислота K_д= 1,7·10⁻⁵).

• По устойчивости

  • Устойчивые (H₂SO₄);

  • Неустойчивые (H₂CO₃).

• По принадлежности к классам химических соединений

  • Неорганические (HBr);

  • Органические (HCOOH,CH₃COOH);

• По летучести

  • Летучие (H₂S, HCl);

  • Нелетучие (H₂SO₄) ;

• По растворимости в воде

  • Растворимые (H₂SO₄);

  • Нерастворимые (H₂SiO₃);

Номенклатура неорганических кислот прошла долгий путь развития и складывалась постепенно. Наряду с систематическими названиями кислот широко применяются традиционные итривиальные. Некоторые распространённые кислоты могут в различных источниках иметь разные названия: например, водный раствор HCl может именоваться соляной, хлороводородной, хлористоводородной кислотой.

Традиционные русские названия кислот образованы прибавлением к названию элемента морфем -ная или -овая (хлорная, серная, азотная, марганцовая). Для разных кислородсодержащих кислот, образованных одним элементом, используется -истая для более низкой степени окисления (сернистая, азотистая). В ряде случаев для промежуточных степеней окисления дополнительно используются морфемы -новатая и -новатистая (см. ниже названия кислородсодержащих кислот хлора).

Для менее известных кислот, содержащих кислотообразующие элементы в переменных степенях окисления, обычно применяются систематические названия.

В систематических названиях кислот к корню латинского названия кислотообразующего элемента добавляют суффикс -ат, а названия остальных элементов или их групп в анионе приобретают соединительную гласную -о. В скобках указывают степень окисления кислотообразующего элемента, если она имеет целочисленное значение. В противном случае в название включают и число атомов водород

7. Физ. И хим. Свойства кислот

Физические свойства. Кислоты бывают газообразные, жидкие и твердые. Некоторые имеют запах и цвет. Кислоты отличаются различной растворимостью в воде.

 

Химические свойства кислот

 

1) Диссоциация: HCl + nH₂O H⁺kH₂O + Cl^–mH₂O (сокращенно: HCl  H⁺ + Cl^– ).

 Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням (в основном по первой):

 

H₂SO₄   H⁺ + НSO₄^–  (1 ступень) и HSO₄^–   H⁺ + SO₄^2– (2 ступень).

 

2) Взаимодействие с индикаторами:

 

индикатор + Н⁺ (кислота)    окрашенное соединение.

 

Фиолетовый лакмус и оранжевый метилоранж окрашиваются в кислых средах в розовый цвет, бесцветный раствор фенолфталеина не меняет своей окраски.

3) Разложение. При разложении кислородсодержащих кислот получаются кислотный оксид и вода.

 

H₂SiO₃   SiO₂ + H₂O.

 

Бескислородные кислоты распадаются на простые вещества:

 

2HCl   Cl₂ + H₂

 

Кислоты-окислители разлагаются сложнее:

4НNO₃   4NO₂­ + 2H₂O + O₂­.

 

4) Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

 

H₂SO₄ + Ca(OH)₂  CaSO₄ + 2H₂O       2H⁺ + SO₄^2– + Ca²⁺ +2OH^–  CaSO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ + Zn(OH)₂  ZnSO₄ + 2H₂O               2H⁺  +  Zn(OH)₂  Zn²⁺  + 2H₂O.

 

5) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

 

H₂SO₄ + CaO  CaSO₄ + H₂O          2H⁺ + SO₄^2– + CaO  CaSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + ZnO  ZnSO₄ + H₂O          2H⁺  + ZnO  Zn²⁺  + H₂O.

 

6) Взаимодействие с металлами: а) кислоты-окислители по Н⁺ (HCl, HBr, HI, HClO₄, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.).

В реакцию вступают металлы, расположенные в ряду активности до водорода:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

 

2HCl + Fe  FeCl₂ + H₂­          2H⁺ + Fe  Fe²⁺ + H₂­

 

б) кислоты-окислители по аниону (концентрированная серная, азотная любой концентрации):

 

2Fe + 6H₂SO_{4 (конц.)}   Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂­ + 6H₂O

2Fe + 12H⁺ + 3SO₄^2–  2Fe³⁺ + 3SO₂­ + 6H₂O.

 

7) Взаимодействие с солями. Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок:

 

2HCl + Na₂CO₃  2NaCl + CO₂­ + H₂O          2H⁺ + CO₃^2–  CO₂­ + H₂O

СaCl₂ + H₂SO₄ CaSO₄ + 2HCl             Сa²⁺ + SO₄^ CaSO₄

8. галогенангирдиды

Галогенангидриды кислот, производные кислот, в которых гидроксильные группы замещены атомами галогенов. Примеры галогенангидридов: сульфурил хлористый SO₂Cl₂ [галогенангидрид серной кислоты H₂SO₄, т. е. SO₂(OH)₂], тионил хлористый SOCl₂ [галогенангидрид сернистой кислоты, H₂SO₃ т. е. SO (OH)₂], трёххлористый фосфор PCl3 [галогенангидрид фосфористой кислоты H₃PO₃, т. е. Р (ОН) з], ацетилхлорид СН₃С OCl (галогенангидрид уксусной кислоты СН₃СООН). Галогенангидриды обладают большой реакционной способностью: атом галогена в них может быть легко замещен на другие группы, например — ОН, — OR, — NH₂, — SH, — CN. Во влажном воздухе хлорангидриды гидролизуются, образуя летучийхлористый водород («дымят»), например: SO₂Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl. Фторангидрид серной кислоты — фтористый сульфурил SO₂F₂ к гидролизуустойчив. В органическом синтезе галогенангидриды органических кислот используют для введения группы RCO (ацильная группа) в молекулы каких-либо соединений (реакция ацилирования):

  RCOCl + HOR'  RCOOR' + HCI.

  Для этой цели чаще всего используют хлорангидриды органических кислот, получаемые взаимодействием карболовых кислот с хлорангидридаминеорганических кислот (РСlз, PCI₅, SOCl₂):

  

  Галогенангидриды большинства неорганических кислот, а также хлорангидриды низших карбоновых кислот алифатического ряда — жидкости с крайне резким запахом.