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.
Un certo numero di 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 di formule strutturali di 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 (vedere 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 un acido più forte reagisce con un sale di un acido più debole, si formano un sale di un acido debole e un acido debole o, come si suol dire, un acido più forte sposta 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 = 2CH 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
3AgNO3 (dil) + H3PO4 = Ag3PO4 ↓ + 3HNO3.
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 + 6HNO3 (conc) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
- 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 ↓
Acidi- sostanze complesse costituite da uno o più atomi di idrogeno che possono essere sostituiti da atomi di metalli e residui acidi.
Classificazione degli acidi
1. In base al numero di atomi di idrogeno: numero di atomi di idrogeno ( N ) determina la basicità degli acidi:
N= 1 monobase
N= 2 dibase
N= 3 tribase
2. Per composizione:
a) Tabella degli acidi contenenti ossigeno, residui acidi e corrispondenti ossidi acidi:
|
Acido (H n A) |
Residuo acido (A) |
Ossido acido corrispondente |
|
H2SO4solforico |
SO 4 (II) solfato |
SO3 ossido di zolfo (VI) |
|
HNO3azoto |
NO3(I)nitrato |
N2O5 ossido nitrico (V) |
|
Manganese HMnO4 |
Permanganato di MnO4(I). |
Mn2O7 ossido di manganese ( VII) |
|
H 2 SO 3 solforoso |
SO 3 (II) solfito |
SO2 ossido di zolfo (IV) |
|
H 3 PO 4 ortofosforico |
PO4(III) ortofosfato |
P 2 O 5 ossido di fosforo (V) |
|
HNO2 azotato |
NO 2 (I) nitrito |
N2O3ossido nitrico (III) |
|
Carbone H2CO3 |
Carbonato di CO 3 (II). |
CO2 monossido di carbonio ( IV) |
|
Silicio H2SiO3 |
Silicato di SiO 3 (II). |
Ossido di silicio(IV) SiO2 |
|
HClO ipocloroso |
Ipoclorito di ClO(I). |
C l 2 O ossido di cloro (I) |
|
Cloruro di HClO2 |
ClO2 (IO) clorite |
C l 2 O 3 ossido di cloro (III) |
|
Clorato di HClO3 |
Clorato di ClO 3 (I). |
C l 2 O 5 ossido di cloro (V) |
|
Cloro HClO4 |
ClO 4 (I) perclorato |
Ossido di cloro C l 2 O 7 (VII) |
b) Tabella degli acidi privi di ossigeno
|
acido (h n / a) |
Residuo acido (A) |
|
HCl cloridrico, cloridrico |
Cloruro di Cl(I). |
|
H2S idrogeno solforato |
Solfuro di S(II). |
|
Bromuro di idrogeno HBr |
Bromuro di Br(I). |
|
CIAO ioduro di idrogeno |
I(I)ioduro |
|
Acido fluoridrico HF, fluoruro |
Fluoruro F(I). |
Proprietà fisiche degli acidi
Molti acidi, come solforico, nitrico e cloridrico, sono liquidi incolori. sono noti anche acidi solidi: ortofosforico, metafosforico HPO 3, borico H 3 BO 3 . Quasi tutti gli acidi sono solubili in acqua. Un esempio di acido insolubile è l'acido silicico. H2SiO3 . Le soluzioni acide hanno un sapore aspro. Ad esempio, molti frutti hanno un sapore aspro a causa degli acidi che contengono. Da qui i nomi degli acidi: citrico, malico, ecc.
Metodi per produrre acidi
|
privo di ossigeno |
contenente ossigeno |
|
HCl, HBr, HI, HF, H2S |
HNO 3, H 2 SO 4 e altri |
|
RICEZIONE |
|
|
1. Interazione diretta dei non metalli H2 + Cl2 = 2HCl |
1. Ossido acido + acqua = acido SO3 + H2O = H2SO4 |
|
2. Reazione di scambio tra sale e acido meno volatile 2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl |
|
Proprietà chimiche degli acidi
1. Cambia il colore degli indicatori
|
Nome dell'indicatore |
Ambiente neutro |
Ambiente acido |
|
Tornasole |
Viola |
Rosso |
|
Fenolftaleina |
Incolore |
Incolore |
|
Metile arancione |
Arancia |
Rosso |
|
Carta indicatrice universale |
Arancia |
Rosso |
2. Reagire con i metalli nella serie di attività fino a H 2
(escl. HNO 3 -Acido nitrico)
Video "Interazione degli acidi con i metalli"
Io + ACIDO = SALE + H 2 (r. sostituzione)
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
3. Con ossidi basici (anfoteri). – ossidi metallici
Video "Interazione di ossidi metallici con acidi"
Pelliccia x O y + ACIDO = SALE + H 2 O (cambia rublo)
4. Reagire con le basi – reazione di neutralizzazione
ACIDO+BASE=SALE+ H 2 O (cambia rublo)
H3PO4 + 3 NaOH = Na3PO4 + 3 H2O
5. Reagire con sali di acidi deboli e volatili - se si forma acido, precipita o si sviluppa gas:
2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( R . scambio )
Video "Interazione degli acidi con i sali"
6. Decomposizione degli acidi contenenti ossigeno quando riscaldati
(escl. H 2 COSÌ 4 ; H 3 P.O. 4 )
ACIDO = OSSIDO ACIDO + ACQUA (r. espansione)
Ricordare!Acidi instabili (acidi carbonici e solforosi) - si decompongono in gas e acqua:
H2CO3 ↔ H2O + CO2
H2SO3 ↔ H2O + SO2
Acido solfidrico nei prodotti rilasciato come gas:
CaS + 2HCl = H2S+CaCl2
COMPITI DI ASSEGNAZIONE
N. 1. Distribuisci in una tabella le formule chimiche degli acidi. Dai loro dei nomi:
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, Acidi
Bes-sour-
nativo
Contiene ossigeno
solubile
insolubile
uno-
di base
due-base
tre fondamentali
N. 2. Scrivi le equazioni di reazione:
Ca+HCl
Na+H2SO4
Al+H2S
Ca+H3PO4
Dai un nome ai prodotti della reazione.
Numero 3. Scrivi le equazioni di reazione e dai un nome ai prodotti:
Na2O+H2CO3
ZnO+HCl
CaO+HNO3
Fe2O3 + H2SO4
N. 4. Scrivi le equazioni per le reazioni degli acidi con basi e sali:
KOH+HNO3
NaOH+H2SO3
Ca(OH)2+H2S
Al(OH)3+HF
HCl + Na2SiO3
H2SO4 + K2CO3
HNO3 + CaCO3
Dai un nome ai prodotti della reazione.
ESERCIZI
Allenatore n. 1. "Formula e nomi degli acidi"
Allenatore n. 2. "Stabilire la corrispondenza: formula acida - formula ossido"
Precauzioni di sicurezza - Pronto soccorso in caso di contatto acido con la pelle
Misure di sicurezza -
Nomi di alcuni acidi e sali inorganici
| Formule acide | Nomi degli acidi | Nomi dei sali corrispondenti |
| HClO4 | cloro | perclorati |
| HClO3 | ipocloroso | clorati |
| HClO2 | cloruro | cloriti |
| HClO | ipocloroso | ipocloriti |
| H5IO6 | iodio | periodati |
| CIAO 3 | iodico | iodati |
| H2SO4 | solforico | solfati |
| H2SO3 | solforoso | solfiti |
| H2S2O3 | tiosolfuro | tiosolfati |
| H2S4O6 | tetrationico | tetrationati |
| HNO3 | azoto | nitrati |
| HNO2 | azotato | nitriti |
| H3PO4 | ortofosforico | ortofosfati |
| HPO3 | metafosforico | metafosfati |
| H3PO3 | fosforo | fosfiti |
| H3PO2 | fosforo | ipofosfiti |
| H2CO3 | carbone | carbonati |
| H2SiO3 | silicio | silicati |
| HMnO4 | manganese | permanganati |
| H2MnO4 | manganese | manganati |
| H2CrO4 | cromo | cromati |
| H2Cr2O7 | dicromo | dicromati |
| HF | acido fluoridrico (fluoruro) | fluoruri |
| HCl | cloridrico (cloridrico) | cloruri |
| HBr | bromidrico | bromuri |
| CIAO | ioduro di idrogeno | ioduri |
| H2S | idrogeno solforato | solfuri |
| HCN | acido cianidrico | cianuri |
| HOCN | ciano | cianati |
Permettetemi di ricordarvi brevemente, utilizzando esempi specifici, come dovrebbero essere chiamati correttamente i sali.
Esempio 1. Il sale K 2 SO 4 è formato da un residuo di acido solforico (SO 4) e dal metallo K. I sali dell'acido solforico sono chiamati solfati. K 2 SO 4 - solfato di potassio.
Esempio 2. FeCl 3 - il sale contiene ferro e un residuo di acido cloridrico (Cl). Nome del sale: cloruro di ferro (III). Nota: in questo caso non dobbiamo solo nominare il metallo, ma anche indicarne la valenza (III). Nell'esempio precedente ciò non era necessario poiché la valenza del sodio è costante.
Importante: il nome del sale deve indicare la valenza del metallo solo se il metallo ha valenza variabile!
Esempio 3. Ba(ClO) 2 - il sale contiene bario e il resto di acido ipocloroso (ClO). Nome del sale: ipoclorito di bario. La valenza del metallo Ba in tutti i suoi composti è due;
Esempio 4. (NH4)2Cr2O7. Il gruppo NH 4 è chiamato ammonio, la valenza di questo gruppo è costante. Nome del sale: bicromato di ammonio (bicromato).
Negli esempi precedenti abbiamo riscontrato solo il cosiddetto. sali medi o normali. I sali acidi, basici, doppi e complessi, i sali degli acidi organici non verranno discussi qui.
Non sottovalutare il ruolo degli acidi nella nostra vita, perché molti di essi sono semplicemente insostituibili nella vita di tutti i giorni. Per prima cosa ricordiamo cosa sono gli acidi. Queste sono 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: l'acido nitrico (HNO3) e l'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 prendono il nome dagli elementi chimici che contengono.
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).
Secondo le classi dei composti chimici, sono suddivisi in acidi organici e inorganici. I primi si trovano principalmente in prodotti di origine vegetale: acido acetico, lattico, nicotinico, ascorbico. Gli acidi inorganici includono: solforico, nitrico, borico, 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, volatilità, stabilità e 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 basi solubili che 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.
| Formule acide | Nomi degli acidi | Nomi dei sali corrispondenti |
| HClO4 | cloro | perclorati |
| HClO3 | ipocloroso | clorati |
| HClO2 | cloruro | cloriti |
| HClO | ipocloroso | ipocloriti |
| H5IO6 | iodio | periodati |
| CIAO 3 | iodico | iodati |
| H2SO4 | solforico | solfati |
| H2SO3 | solforoso | solfiti |
| H2S2O3 | tiosolfuro | tiosolfati |
| H2S4O6 | tetrationico | tetrationati |
| HNO3 | azoto | nitrati |
| HNO2 | azotato | nitriti |
| H3PO4 | ortofosforico | ortofosfati |
| HPO3 | metafosforico | metafosfati |
| H3PO3 | fosforo | fosfiti |
| H3PO2 | fosforo | ipofosfiti |
| H2CO3 | carbone | carbonati |
| H2SiO3 | silicio | silicati |
| HMnO4 | manganese | permanganati |
| H2MnO4 | manganese | manganati |
| H2CrO4 | cromo | cromati |
| H2Cr2O7 | dicromo | dicromati |
| HF | acido fluoridrico (fluoruro) | fluoruri |
| HCl | cloridrico (cloridrico) | cloruri |
| HBr | bromidrico | bromuri |
| CIAO | ioduro di idrogeno | ioduri |
| H2S | idrogeno solforato | solfuri |
| HCN | acido cianidrico | cianuri |
| HOCN | ciano | cianati |
Permettetemi di ricordarvi brevemente, utilizzando esempi specifici, come dovrebbero essere chiamati correttamente i sali.
Esempio 1. Il sale K 2 SO 4 è formato da un residuo di acido solforico (SO 4) e dal metallo K. I sali dell'acido solforico sono chiamati solfati. K 2 SO 4 - solfato di potassio.
Esempio 2. FeCl 3 - il sale contiene ferro e un residuo di acido cloridrico (Cl). Nome del sale: cloruro di ferro (III). Nota: in questo caso non dobbiamo solo nominare il metallo, ma anche indicarne la valenza (III). Nell'esempio precedente ciò non era necessario poiché la valenza del sodio è costante.
Importante: il nome del sale deve indicare la valenza del metallo solo se il metallo ha valenza variabile!
Esempio 3. Ba(ClO) 2 - il sale contiene bario e il resto di acido ipocloroso (ClO). Nome del sale: ipoclorito di bario. La valenza del metallo Ba in tutti i suoi composti è due;
Esempio 4. (NH4)2Cr2O7. Il gruppo NH 4 è chiamato ammonio, la valenza di questo gruppo è costante. Nome del sale: bicromato di ammonio (bicromato).
Negli esempi precedenti abbiamo riscontrato solo il cosiddetto. sali medi o normali. I sali acidi, basici, doppi e complessi, i sali degli acidi organici non verranno discussi qui.
Se sei interessato non solo alla nomenclatura dei sali, ma anche ai metodi di preparazione e alle proprietà chimiche, ti consiglio di fare riferimento alle sezioni pertinenti del libro di consultazione di chimica: "
