Nomes de alguns ácidos e sais inorgânicos. Classificação, preparação e propriedades dos ácidos

Deixe-me lembrá-lo brevemente, usando exemplos específicos, de como os sais devem ser chamados corretamente.

Exemplo 1. O sal K 2 SO 4 é formado por um resíduo de ácido sulfúrico (SO 4) e o metal K. Os sais de ácido sulfúrico são chamados de sulfatos. K 2 SO 4 - sulfato de potássio.

Exemplo 2. FeCl 3 - o sal contém ferro e um resíduo de ácido clorídrico (Cl). Nome do sal: cloreto de ferro (III). Atenção: neste caso não devemos apenas nomear o metal, mas também indicar sua valência (III). No exemplo anterior isso não foi necessário, pois a valência do sódio é constante.

Importante: o nome do sal deve indicar a valência do metal somente se o metal tiver valência variável!

Exemplo 3. Ba(ClO) 2 - o sal contém bário e o restante ácido hipocloroso (ClO). Nome do sal: hipoclorito de bário. A valência do metal Ba em todos os seus compostos é dois, não precisa ser indicada.

Exemplo 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. O grupo NH 4 é denominado amônio, a valência desse grupo é constante. Nome do sal: dicromato de amônio (dicromato).

Nos exemplos acima, encontramos apenas os chamados. sais médios ou normais. Sais ácidos, básicos, duplos e complexos, sais de ácidos orgânicos não serão discutidos aqui.

Se você está interessado não apenas na nomenclatura dos sais, mas também nos métodos de sua preparação e propriedades químicas, recomendo que consulte as seções relevantes do livro de referência de química: "

Não subestime o papel dos ácidos em nossas vidas, pois muitos deles são simplesmente insubstituíveis na vida cotidiana. Primeiro, vamos lembrar o que são ácidos. Estas são substâncias complexas. A fórmula é escrita da seguinte forma: HnA, onde H é hidrogênio, n é o número de átomos, A é o resíduo ácido.

As principais propriedades dos ácidos incluem a capacidade de substituir moléculas de átomos de hidrogênio por átomos de metal. A maioria deles não é apenas cáustica, mas também muito venenosa. Mas também há aqueles que encontramos constantemente, sem prejudicar a saúde: vitamina C, ácido cítrico, ácido láctico. Consideremos as propriedades básicas dos ácidos.

Propriedades físicas

As propriedades físicas dos ácidos muitas vezes fornecem pistas sobre o seu caráter. Os ácidos podem existir em três formas: sólida, líquida e gasosa. Por exemplo: o ácido nítrico (HNO3) e o ácido sulfúrico (H2SO4) são líquidos incolores; bórico (H3BO3) e metafosfórico (HPO3) são ácidos sólidos. Alguns deles têm cor e cheiro. Diferentes ácidos se dissolvem de maneira diferente na água. Existem também os insolúveis: H2SiO3 - silício. As substâncias líquidas têm sabor amargo. Alguns ácidos recebem o nome das frutas em que são encontrados: ácido málico, ácido cítrico. Outros recebem o nome dos elementos químicos que contêm.

Classificação de ácidos

Os ácidos são geralmente classificados de acordo com vários critérios. O primeiro é baseado no conteúdo de oxigênio neles contidos. A saber: contendo oxigênio (HClO4 - cloro) e isento de oxigênio (H2S - sulfeto de hidrogênio).

Por número de átomos de hidrogênio (por basicidade):

• Monobásico – contém um átomo de hidrogênio (HMnO4);
• Dibásico – possui dois átomos de hidrogênio (H2CO3);
• Tribásico, portanto, possui três átomos de hidrogênio (H3BO);
• Polibásicos – possuem quatro ou mais átomos, são raros (H4P2O7).

De acordo com as classes de compostos químicos, eles são divididos em ácidos orgânicos e inorgânicos. Os primeiros são encontrados principalmente em produtos de origem vegetal: ácidos acético, láctico, nicotínico, ascórbico. Os ácidos inorgânicos incluem: sulfúrico, nítrico, bórico, arsênico. A gama de suas aplicações é bastante ampla, desde necessidades industriais (produção de corantes, eletrólitos, cerâmicas, fertilizantes, etc.) até culinária ou limpeza de esgotos. Os ácidos também podem ser classificados por força, volatilidade, estabilidade e solubilidade em água.

Propriedades quimicas

Consideremos as propriedades químicas básicas dos ácidos.

• A primeira é a interação com indicadores. Tornassol, laranja de metila, fenolftaleína e papel indicador universal são usados ​​como indicadores. Em soluções ácidas, a cor do indicador mudará de cor: tornassol e ind universal. o papel ficará vermelho, o laranja de metila ficará rosa, a fenolftaleína permanecerá incolor.
• A segunda é a interação de ácidos com bases. Esta reação também é chamada de neutralização. Um ácido reage com uma base, resultando em sal + água. Por exemplo: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
• Como quase todos os ácidos são altamente solúveis em água, a neutralização pode ser realizada tanto com bases solúveis como insolúveis. A exceção é o ácido silícico, que é quase insolúvel em água. Para neutralizá-lo são necessárias bases como KOH ou NaOH (são solúveis em água).
• A terceira é a interação de ácidos com óxidos básicos. Uma reação de neutralização também ocorre aqui. Os óxidos básicos são “parentes” próximos das bases, portanto a reação é a mesma. Usamos essas propriedades oxidantes dos ácidos com muita frequência. Por exemplo, para remover ferrugem de canos. O ácido reage com o óxido para formar um sal solúvel.
• Quarto - reação com metais. Nem todos os metais reagem igualmente bem com ácidos. Eles são divididos em ativos (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) e inativos (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Também vale atentar para a força do ácido (forte, fraco). Por exemplo, os ácidos clorídrico e sulfúrico são capazes de reagir com todos os metais inativos, enquanto os ácidos cítrico e oxálico são tão fracos que reagem muito lentamente mesmo com metais ativos.
• Quinto, a reação dos ácidos contendo oxigênio ao aquecimento. Quase todos os ácidos deste grupo se decompõem quando aquecidos em óxido de oxigênio e água. As exceções são o ácido carbônico (H3PO4) e o ácido sulfuroso (H2SO4). Quando aquecidos, eles se decompõem em água e gás. Isso deve ser lembrado. Essas são todas as propriedades básicas dos ácidos.

Ácidos são substâncias complexas cujas moléculas incluem átomos de hidrogênio que podem ser substituídos ou trocados por átomos de metal e um resíduo ácido.

Com base na presença ou ausência de oxigênio na molécula, os ácidos são divididos em ácidos contendo oxigênio(ácido sulfúrico H 2 SO 4, ácido sulfuroso H 2 SO 3, ácido nítrico HNO 3, ácido fosfórico H 3 PO 4, ácido carbônico H 2 CO 3, ácido silícico H 2 SiO 3) e sem oxigênio(Ácido fluorídrico HF, ácido clorídrico HCl (ácido clorídrico), ácido bromídrico HBr, ácido iodídrico HI, ácido hidrossulfeto H 2 S).

Dependendo do número de átomos de hidrogênio na molécula de ácido, os ácidos são monobásicos (com 1 átomo de H), dibásicos (com 2 átomos de H) e tribásicos (com 3 átomos de H). Por exemplo, o ácido nítrico HNO 3 é monobásico, pois sua molécula contém um átomo de hidrogênio, o ácido sulfúrico H 2 SO 4 – dibásico, etc.

Existem muito poucos compostos inorgânicos contendo quatro átomos de hidrogênio que podem ser substituídos por um metal.

A parte de uma molécula de ácido sem hidrogênio é chamada de resíduo ácido.

Resíduos ácidos podem consistir em um átomo (-Cl, -Br, -I) - são resíduos ácidos simples, ou podem consistir em um grupo de átomos (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - são resíduos complexos.

Em soluções aquosas, durante as reações de troca e substituição, os resíduos ácidos não são destruídos:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

A palavra anidrido significa anidro, ou seja, um ácido sem água. Por exemplo,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Os ácidos anóxicos não possuem anidridos.

Os ácidos recebem o nome do nome do elemento formador de ácido (agente formador de ácido) com a adição das terminações “naya” e menos frequentemente “vaya”: H 2 SO 4 - sulfúrico; H 2 SO 3 – carvão; H 2 SiO 3 – silício, etc.

O elemento pode formar vários ácidos oxigenados. Nesse caso, as terminações indicadas nos nomes dos ácidos serão quando o elemento apresentar maior valência (a molécula de ácido contém alto teor de átomos de oxigênio). Se o elemento apresentar valência inferior, a terminação do nome do ácido será “vazia”: HNO 3 - nítrico, HNO 2 - nitrogênio.

Os ácidos podem ser obtidos dissolvendo anidridos em água. Se os anidridos forem insolúveis em água, o ácido pode ser obtido pela ação de outro ácido mais forte sobre o sal do ácido requerido. Este método é típico para ácidos livres de oxigênio e oxigênio. Os ácidos isentos de oxigênio também são obtidos por síntese direta a partir de hidrogênio e um não-metal, seguida pela dissolução do composto resultante em água:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

As soluções das substâncias gasosas resultantes HCl e H 2 S são ácidas.

Em condições normais, os ácidos existem nos estados líquido e sólido.

Propriedades químicas dos ácidos

Soluções ácidas atuam nos indicadores. Todos os ácidos (exceto o silícico) são altamente solúveis em água. Substâncias especiais - indicadores permitem determinar a presença de ácido.

Os indicadores são substâncias de estrutura complexa. Eles mudam de cor dependendo da interação com diferentes produtos químicos. Nas soluções neutras possuem uma cor, nas soluções de bases possuem outra cor. Ao interagir com um ácido, eles mudam de cor: o indicador laranja de metila fica vermelho e o indicador tornassol também fica vermelho.

Interaja com bases com a formação de água e sal, que contém um resíduo ácido inalterado (reação de neutralização):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Interaja com óxidos básicos com formação de água e sal (reação de neutralização). O sal contém o resíduo ácido do ácido que foi utilizado na reação de neutralização:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interaja com metais. Para que os ácidos interajam com os metais, certas condições devem ser atendidas:

1. o metal deve ser suficientemente ativo em relação aos ácidos (na série de atividades dos metais deve estar localizado antes do hidrogênio). Quanto mais à esquerda um metal está na série de atividades, mais intensamente ele interage com os ácidos;

2. o ácido deve ser forte o suficiente (ou seja, capaz de doar íons hidrogênio H +).

Quando ocorrem reações químicas de ácido com metais, o sal é formado e o hidrogênio é liberado (exceto para a interação de metais com ácidos nítrico e sulfúrico concentrado):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

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Ácidos- substâncias complexas constituídas por um ou mais átomos de hidrogênio que podem ser substituídos por átomos metálicos e resíduos ácidos.

Classificação de ácidos

1. Pelo número de átomos de hidrogênio: número de átomos de hidrogênio ( n ) determina a basicidade dos ácidos:

n= 1 monobase

n= 2 dibase

n= 3 tribase

2. Por composição:

a) Tabela de ácidos contendo oxigênio, resíduos ácidos e óxidos ácidos correspondentes:

b) Tabela de ácidos livres de oxigênio

Propriedades físicas dos ácidos

Muitos ácidos, como sulfúrico, nítrico e clorídrico, são líquidos incolores. ácidos sólidos também são conhecidos: ortofosfórico, metafosfórico HPO 3, bórico H 3 BO 3 . Quase todos os ácidos são solúveis em água. Um exemplo de ácido insolúvel é o ácido silícico H2SiO3 . As soluções ácidas têm sabor amargo. Por exemplo, muitas frutas adquirem um sabor amargo devido aos ácidos que contêm. Daí os nomes dos ácidos: cítrico, málico, etc.

Métodos para produção de ácidos

Propriedades químicas dos ácidos

1. Mude a cor dos indicadores

2. Reage com metais na série de atividades até H 2

(excl. HNO 3 -Ácido nítrico)

Vídeo "Interação de ácidos com metais"

Eu + ÁCIDO = SAL + H 2 (r. substituição)

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

3. Com óxidos básicos (anfotéricos) – óxidos metálicos

Vídeo "Interação de óxidos metálicos com ácidos"

Pele x O y + ÁCIDO = SAL + H 2 O (trocar rublo)

4. Reaja com bases – reação neutralizadora

ÁCIDO + BASE = SAL + H 2 Ó (trocar rublo)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

5. Reage com sais de ácidos fracos e voláteis - se se formar ácido, precipitar ou libertar gás:

2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( R . intercâmbio )

Vídeo "Interação de ácidos com sais"

6. Decomposição de ácidos contendo oxigênio quando aquecido

(excl. H 2 ENTÃO 4 ; H 3 PO 4 )

ÁCIDO = ÓXIDO DE ÁCIDO + ÁGUA (r. expansão)

Lembrar!Ácidos instáveis ​​(ácidos carbônico e sulfuroso) - decompõem-se em gás e água:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Ácido sulfureto de hidrogênio em produtos liberado como gás:

CaS + 2HCl = H2S+CaCl2

TAREFAS DE ATRIBUIÇÃO

Nº 1. Distribua as fórmulas químicas dos ácidos em uma tabela. Dê-lhes nomes:

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-azedo-

nativo

Contendo oxigênio

solúvel

insolúvel

um-

básico

dois básicos

três-básico

Nº 2. Escreva as equações de reação:

Ca + HCl

Na+H2SO4

Al+H2S

Ca+H3PO4
Nomeie os produtos da reação.

N ° 3. Escreva as equações de reação e nomeie os produtos:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

Nº 4. Escreva as equações para as reações de ácidos com bases e sais:

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Nomeie os produtos da reação.

EXERCÍCIOS

Treinador nº 1. "Fórmula e nomes de ácidos"

Treinador nº 2. "Estabelecendo correspondência: fórmula ácida - fórmula óxido"

Precauções de segurança - Primeiros socorros em caso de contato ácido com a pele

Precauções de segurança -

Os ácidos podem ser classificados com base em diferentes critérios:

1) A presença de átomos de oxigênio no ácido

2) Basicidade ácida

A basicidade de um ácido é o número de átomos de hidrogênio “móveis” em sua molécula, capazes de serem separados da molécula de ácido na forma de cátions de hidrogênio H + durante a dissociação, e também substituídos por átomos metálicos:

4) Solubilidade

5) Estabilidade

7) Propriedades oxidantes

Propriedades químicas dos ácidos

1. Capacidade de dissociação

Os ácidos dissociam-se em soluções aquosas em cátions de hidrogênio e resíduos ácidos. Como já mencionado, os ácidos são divididos em bem dissociativos (fortes) e pouco dissociativos (fracos). Ao escrever a equação de dissociação para ácidos monobásicos fortes, é usada uma seta apontando para a direita () ou um sinal de igual (=), o que mostra a irreversibilidade virtual de tal dissociação. Por exemplo, a equação de dissociação do ácido clorídrico forte pode ser escrita de duas maneiras:

ou nesta forma: HCl = H + + Cl -

ou desta forma: HCl → H + + Cl -

Na verdade, a direção da seta nos diz que o processo inverso de combinação de cátions hidrogênio com resíduos ácidos (associação) praticamente não ocorre em ácidos fortes.

Se quisermos escrever a equação de dissociação de um ácido monoprótico fraco, devemos usar duas setas na equação em vez do sinal. Este sinal reflete a reversibilidade da dissociação de ácidos fracos - no caso deles, o processo inverso de combinação de cátions de hidrogênio com resíduos ácidos é fortemente pronunciado:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Os ácidos polibásicos dissociam-se gradualmente, ou seja, Os cátions de hidrogênio são separados de suas moléculas não simultaneamente, mas um por um. Por esta razão, a dissociação de tais ácidos é expressa não por uma, mas por várias equações, cujo número é igual à basicidade do ácido. Por exemplo, a dissociação do ácido fosfórico tribásico ocorre em três etapas com separação alternada de cátions H +:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Deve-se notar que cada estágio subsequente de dissociação ocorre em menor grau que o anterior. Ou seja, as moléculas de H 3 PO 4 se dissociam melhor (em maior extensão) do que os íons H 2 PO 4 -, que, por sua vez, se dissociam melhor do que os íons HPO 4 2-. Este fenômeno está associado a um aumento na carga dos resíduos ácidos, como resultado do aumento da força da ligação entre eles e os íons H + positivos.

Dos ácidos polibásicos, a exceção é o ácido sulfúrico. Como este ácido se dissocia bem em ambos os estágios, é permitido escrever a equação de sua dissociação em um estágio:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Interação de ácidos com metais

O sétimo ponto na classificação dos ácidos são suas propriedades oxidantes. Afirmou-se que os ácidos são agentes oxidantes fracos e agentes oxidantes fortes. A grande maioria dos ácidos (quase todos, exceto H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3) são agentes oxidantes fracos, uma vez que só podem exibir sua capacidade oxidante devido aos cátions de hidrogênio. Esses ácidos podem oxidar apenas os metais que estão na série de atividades à esquerda do hidrogênio, e os produtos formam um sal do metal e do hidrogênio correspondentes. Por exemplo:

H 2 SO 4 (diluído) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Quanto aos ácidos oxidantes fortes, ou seja, H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3, então a lista de metais sobre os quais atuam é muito mais ampla e inclui todos os metais antes do hidrogênio na série de atividades e quase todos depois. Ou seja, o ácido sulfúrico concentrado e o ácido nítrico de qualquer concentração, por exemplo, oxidarão até mesmo metais pouco ativos, como cobre, mercúrio e prata. A interação do ácido nítrico e do ácido sulfúrico concentrado com metais, bem como algumas outras substâncias, devido à sua especificidade, será discutida separadamente no final deste capítulo.

3. Interação de ácidos com óxidos básicos e anfotéricos

Os ácidos reagem com óxidos básicos e anfotéricos. O ácido silícico, por ser insolúvel, não reage com óxidos básicos de baixa atividade e óxidos anfotéricos:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Interação de ácidos com bases e hidróxidos anfotéricos

HCl + NaOH H2O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al (OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Interação de ácidos com sais

Esta reação ocorre se um precipitado, gás ou um ácido significativamente mais fraco for formado do que aquele que reage. Por exemplo:

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Propriedades oxidativas específicas dos ácidos nítrico e sulfúrico concentrado

Conforme mencionado acima, o ácido nítrico em qualquer concentração, assim como o ácido sulfúrico exclusivamente em estado concentrado, são agentes oxidantes muito fortes. Em particular, ao contrário de outros ácidos, eles oxidam não apenas os metais localizados antes do hidrogênio na série de atividades, mas também quase todos os metais depois dele (exceto platina e ouro).

Por exemplo, eles são capazes de oxidar cobre, prata e mercúrio. No entanto, deve-se compreender firmemente o fato de que vários metais (Fe, Cr, Al), apesar de serem bastante ativos (disponíveis antes do hidrogênio), não reagem com HNO 3 concentrado e H 2 SO 4 concentrado sem aquecimento devido ao fenômeno de passivação - forma-se na superfície desses metais uma película protetora de produtos sólidos de oxidação, que não permite que moléculas de ácidos sulfúrico concentrado e nítrico concentrado penetrem profundamente no metal para que a reação ocorra. No entanto, com forte aquecimento, a reação ainda ocorre.

No caso de interação com metais, os produtos obrigatórios são sempre o sal do metal correspondente e o ácido utilizado, além da água. Também é sempre isolado um terceiro produto, cuja fórmula depende de muitos fatores, em particular, como a atividade dos metais, bem como a concentração de ácidos e a temperatura de reação.

A alta capacidade oxidante dos ácidos sulfúrico concentrado e nítrico concentrado permite que eles reajam não apenas com praticamente todos os metais da série de atividade, mas mesmo com muitos não-metais sólidos, em particular com fósforo, enxofre e carbono. A tabela abaixo mostra claramente os produtos da interação dos ácidos sulfúrico e nítrico com metais e não metais dependendo da concentração:

7. Propriedades redutoras de ácidos isentos de oxigênio

Todos os ácidos isentos de oxigênio (exceto HF) podem apresentar propriedades redutoras devido ao elemento químico incluído no ânion sob a ação de diversos agentes oxidantes. Por exemplo, todos os ácidos hidrohálicos (exceto HF) são oxidados por dióxido de manganês, permanganato de potássio e dicromato de potássio. Neste caso, os íons haleto são oxidados em halogênios livres:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Entre todos os ácidos hidro-hálicos, o ácido iodídrico tem a maior atividade redutora. Ao contrário de outros ácidos hidro-hálicos, até mesmo o óxido férrico e os sais podem oxidá-lo.

6HI ​​​​+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

O ácido sulfídrico H 2 S também possui alta atividade redutora. Mesmo um agente oxidante como o dióxido de enxofre pode oxidá-lo.