Главная › Прогулка › Кислотный остаток. Основные формулы кислот

Кислотный остаток. Основные формулы кислот

С одним из представителей веществ этого класса вы уже познакомились, когда рассматривали летучие водородные соединения на примере хлороводорода НСl. Раствор его в воде и представляет собой соляную кислоту. Она имеет ту же формулу НСl. Аналогично при растворении в воде другого летучего водородного соединения - сероводорода H 2 S - образуется раствор сероводородной кислоты с формулой H 2 S.

Молекулы этих кислот состоят из двух элементов, т. е. они являются бинарными соединениями. Однако к классу кислот относят также и соединения, состоящие из большего числа химических элементов. Как правило, третьим элементом, входящим в состав кислоты, является кислород. Поэтому такие кислоты называют кислородсодержащими, в отличие от НСl и H 2 S, которые называют бескислородными. Перечислим некоторые кислородсодержащие кислоты.

Азотная кислота - HNO 3 .
Азотистая кислота - HNO 2 .
Серная кислота - H 2 SO 4 .
Сернистая кислота - H 2 SO 3 .
Угольная кислота - Н 2 СO 3 .
Кремниевая кислота - H 2 SiO 3 .
Фосфорная кислота - Н 3 РO 4 .

Обратите внимание, что все кислоты (и кислородсодержащие, и бескислородные) обязательно содержат водород, который в формуле записывают на первом месте. Всю остальную часть формулы называют кислотным остатком. Например, у НСl кислотным остатком является Сl, а у Н 3 РO 4 кислотный остаток РO 4 .

Как правило, кислотные остатки образуют элементы-неметаллы.

По формулам кислот можно определить степени окисления атомов химических элементов, образующих кислоты.

Для бинарных кислот это сделать просто. Так как у водорода степень окисления +1, то в соединении у хлора степень окисления -1, а в соединении у серы степень окисления -2.

Несложно будет рассчитать и степени окисления атомов элементов-неметаллов, образующих кислотные остатки кислородсодержащих кислот. Нужно только помнить, что суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна нулю, а степени окисления водорода +1 и кислорода -2. Тогда, например, по формуле серной кислоты можно составить уравнение:

(+1) 2 + х + (-2) 4 = 0,

где х - степень окисления серы, откуда х = +6. Отсюда формула серной кислоты с проставленными степенями окисления принимает вид .

Зная степень окисления элемента-неметалла, образующего кислотный остаток кислородсодержащей кислоты, можно определить, какой оксид ей соответствует.

Например, серной кислоте , в которой у серы степень окисления равна +6, соответствует оксид серы (VI) ; азотной кислоте , в которой у азота степень окисления равна +5, соответствует оксид азота (V) .

По формулам кислот можно также определить и общий заряд, который имеют кислотные остатки. Заряд кислотного остатка всегда отрицателен и равен числу атомов водорода в кислоте. Число атомов водорода в кислоте называют основностью. Для одноосновных кислот, содержащих один атом водорода, например НСl и HN0 3 , заряды ионов кислотных остатков, которые они образуют в растворе, равны 1-, т. е. Сl - и . Для двухосновных кислот, например H 2 S0 4 и H 2 S, заряды кислотных остатков равны 2-, т. е. . Кислотный остаток, например , имеет общий заряд 2- и представляет собой сложный ион, который образуется при растворении кислоты в воде.

Бинарные бескислородные кислоты НСl и H 2 S образуют в водных растворах простые ионы Сl - и S 2- , а кислородсодержащие кислоты образуют сложные ионы, например .

Для того чтобы различать степени окисления и заряды ионов, условились записывать знак «+» или «-» перед цифрой, указывающей величину заряда степени окисления (Степень окисления записывают над символом элемента): , но после цифры, указывающей величину заряда иона (Заряд иона записывают справа от символа химического элемента.): . И ещё: единичный заряд степени окисления обозначают цифрой +1 или -1, а единичный заряд иона - только знаками «+» или «-». Например, степень окисления , а заряд иона Сl - .

Познакомимся с некоторыми из кислот.

В природе встречается много кислот: лимонная кислота в лимонах, яблочная кислота в яблоках, щавелевая кислота в листьях щавеля, муравьиная кислота в пчелином яде и жгучих волосках крапивы (рис. 62). Муравьи защищаются от врагов, разбрызгивая едкие капельки, содержащие муравьиную кислоту.

Рис. 62.
Кислоты в природе

При скисании виноградного сока получается уксусная кислота, а при скисании молока - молочная кислота (рис. 63). Она же образуется при квашении капусты и при силосовании кормов для скота. В быту часто применяют лимонную и уксусную кислоты. Употребляемый в пищу уксус - это раствор уксусной кислоты.

Рис. 63.
Кислоты в продуктах питания

Многие кислоты, например серная и соляная, нужны в народном хозяйстве в огромных количествах.

Серная кислота H 2 SO 4 - бесцветная жидкость, вязкая, как масло, не имеющая запаха, почти вдвое тяжелее воды. Серная кислота поглощает влагу из воздуха и других газов. Это свойство серной кислоты используют для осушения некоторых газов.

При смешивании серной кислоты с водой выделяется большое количество теплоты. Если воду вливать в серную кислоту, то вода, не успев смешаться с кислотой, может закипеть и выбросить брызги серной кислоты на лицо и руки работающего. Чтобы этого не случилось, при растворении серной кислоты нужно вливать её тонкой струей в воду и перемешивать (рис. 64).

Рис. 64.
Разбавление концентрированной серной кислоты водой

Серная кислота обугливает древесину, кожу, ткани. Если в пробирку с серной кислотой опустить лучинку, то происходит химическая реакция - лучинка обугливается. Теперь понятно, как опасно попадание брызг серной кислоты на кожу человека и одежду.

Угольная и сернистая кислоты - Н 2 СO 3 и H 2 SO 3 - в свободном виде не существуют, так как они разлагаются на воду и соответствующий оксид (газ):

Растворы всех кислот кислые, но распознавать концентрированные кислоты на вкус не решится ни один химик - это опасно. Есть более эффективные и безопасные способы обнаружения кислот. Их так же, как и щёлочи, распознают с помощью индикаторов.

Добавим к растворам кислот по нескольку капель раствора лакмуса фиолетового цвета. Лакмус окрасится в красный цвет. Метиловый оранжевый при действии кислот изменяет оранжевый цвет на красно-розовый (см. табл. 4 в § 20). А вот кремниевую кислоту H 2 SiO 3 , поскольку она нерастворима в воде, так распознавать нельзя.

Кроме этих индикаторов химики используют множество других, в том числе и смеси различных индикаторов. Наиболее удобен универсальный индикатор, который представляет собой смесь индикаторов, нанесённую на специальные бумажные полоски. Изменение цвета при помещении такой полоски в испытуемый раствор сигнализирует не только о том, является ли среда раствора нейтральной, щелочной или кислотной, но также и о том, насколько значительны его кислотность или щёлочность, которые оцениваются по специальной шкале (рис. 65).

Рис. 65.
Шкала pH и окраска универсального индикатора в разных средах

Эта шкала нанесена на упаковку полосок универсальной индикаторной бумаги. Она называется шкалой pH (читается «пэ-аш»). Значение pH нейтральной среды, (например, дистиллированной воды) равно 7,0 (pH = 7,0). В кислотной среде pH меньше 7,0 и чем меньше эта величина, тем выше кислотность раствора. В щелочной среде pH больше 7,0, и чем больше эта величина, тем выше щёлочность раствора. Изменение цвета полоски, помещённой в испытуемый раствор, затем сравнивают со шкалой.

Лабораторный опыт № 10
Определение pH растворов кислоты, щёлочи и воды

Нанесите на полоску универсальной индикаторной бумаги с помощью пипетки или стеклянной палочки по капле выданных вам растворов кислот, щелочей, воды. Сравните изменение цвета со шкалой, определите среду растворов и значения их pH.

Лабораторный опыт № 11
Определение pH лимонного и яблочного соков на срезе плодов

Без проведения эксперимента мы знаем, что лимон кислее яблока. Тем не менее приложите полоски универсальной индикаторной бумаги к свежему срезу лимона и яблока и подтвердите эту аксиому количественно, т. е. укажите значения pH для сока лимона и яблока.

Ключевые слова и словосочетания

Кислоты кислородсодержащие и бескислородные.
Кислотные остатки и основность кислот.
Сложные и простые ионы.
Соляная, сероводородная, серная, сернистая, угольная, азотная, азотистая, фосфорная и кремниевая кислоты.
Непрочные кислоты: угольная и сернистая.
Нерастворимая кремниевая кислота.
Изменение окраски индикаторов в кислотной среде.
Универсальный индикатор.
Шкала pH.

Работа с компьютером

Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

Дайте характеристику фосфорной кислоты по плану: а) формула; б) наличие кислорода; в) основность; г) растворимость; д) степени окисления элементов, образующих кислоту; е) заряд иона, образуемого кислотным остатком; ж) соответствующий оксид.
Почему нельзя приливать воду в серную кислоту для её разбавления?
Составьте химические формулы кислот, соответствующих оксидам, формулы которых: N 2 O 3 , СO 2 , Р 2 O 5 , SiO 2 , SO 2 . Дайте названия всех веществ.
Вычислите количество вещества, соответствующее: а) 490 г серной кислоты H 2 SO 4 ; б) 9,8 г фосфорной кислоты Н 3 РO 4 .

В химии термины «окисление» и «восстановление» означает реакции, при которых атом или группа атомов теряют или, соответственно, приобретают электроны. Степень окисления - это приписываемая одному либо нескольким атомам численная величина, характеризующая количество перераспределяемых электронов и показывающая, каким образом эти электроны распределяются между атомами при реакции. Определение этой величины может быть как простой, так и довольно сложной процедурой, в зависимости от атомов и состоящих из них молекул. Более того, атомы некоторых элементов могут обладать несколькими степенями окисления. К счастью, для определения степени окисления существуют несложные однозначные правила, для уверенного пользования которыми достаточно знания основ химии и алгебры.

Шаги

Часть 1

Определение степени окисления по законам химии

Определите, является ли рассматриваемое вещество элементарным. Степень окисления атомов вне химического соединения равна нулю. Это правило справедливо как для веществ, образованных из отдельных свободных атомов, так и для таких, которые состоят из двух, либо многоатомных молекул одного элемента.

Например, Al (s) и Cl 2 имеют степень окисления 0, поскольку оба находятся в химически несвязанном элементарном состоянии.
Обратите внимание, что аллотропная форма серы S 8 , или октасера, несмотря на свое нетипичное строение, также характеризуется нулевой степенью окисления.

Определите, состоит ли рассматриваемое вещество из ионов. Степень окисления ионов равняется их заряду. Это справедливо как для свободных ионов, так и для тех, которые входят в состав химических соединений.
- Например, степень окисления иона Cl - равняется -1.
- Степень окисления иона Cl в составе химического соединения NaCl также равна -1. Поскольку ион Na, по определению, имеет заряд +1, мы заключаем, что заряд иона Cl -1, и таким образом степень его окисления равна -1.
Учтите, что ионы металлов могут иметь несколько степеней окисления. Атомы многих металлических элементов могут ионизироваться на разные величины. Например, заряд ионов такого металла как железо (Fe) равняется +2, либо +3. Заряд ионов металла (и их степень окисления) можно определить по зарядам ионов других элементов, с которыми данный металл входит в состав химического соединения; в тексте этот заряд обозначается римскими цифрами: так, железо (III) имеет степень окисления +3.
- В качестве примера рассмотрим соединение, содержащее ион алюминия. Общий заряд соединения AlCl 3 равен нулю. Поскольку нам известно, что ионы Cl - имеют заряд -1, и в соединении содержится 3 таких иона, для общей нейтральности рассматриваемого вещества ион Al должен иметь заряд +3. Таким образом, в данном случае степень окисления алюминия равна +3.
Степень окисления кислорода равна -2 (за некоторыми исключениями). Почти во всех случаях атомы кислорода имеют степень окисления -2. Есть несколько исключений из этого правила:
- Если кислород находится в элементарном состоянии (O 2), его степень окисления равна 0, как и в случае других элементарных веществ.
- Если кислород входит в состав перекиси , его степень окисления равна -1. Перекиси - это группа соединений, содержащих простую кислород-кислородную связь (то есть анион перекиси O 2 -2). К примеру, в составе молекулы H 2 O 2 (перекись водорода) кислород имеет заряд и степень окисления -1.
- В соединении с фтором кислород обладает степенью окисления +2, читайте правило для фтора ниже.
Водород характеризуется степенью окисления +1, за некоторыми исключениями. Как и для кислорода, здесь также существуют исключения. Как правило, степень окисления водорода равна +1 (если он не находится в элементарном состоянии H 2). Однако в соединениях, называемых гидридами, степень окисления водорода составляет -1.
- Например, в H 2 O степень окисления водорода равна +1, поскольку атом кислорода имеет заряд -2, и для общей нейтральности необходимы два заряда +1. Тем не менее, в составе гидрида натрия степень окисления водорода уже -1, так как ион Na несет заряд +1, и для общей электронейтральности заряд атома водорода (а тем самым и его степень окисления) должен равняться -1.
Фтор всегда имеет степень окисления -1. Как уже было отмечено, степень окисления некоторых элементов (ионы металлов, атомы кислорода в перекисях и так далее) может меняться в зависимости от ряда факторов. Степень окисления фтора, однако, неизменно составляет -1. Это объясняется тем, что данный элемент имеет наибольшую электроотрицательность - иначе говоря, атомы фтора наименее охотно расстаются с собственными электронами и наиболее активно притягивают чужие электроны. Таким образом, их заряд остается неизменным.
Сумма степеней окисления в соединении равна его заряду. Степени окисления всех атомов, входящих в химическое соединение, в сумме должны давать заряд этого соединения. Например, если соединение нейтрально, сумма степеней окисления всех его атомов должна равняться нулю; если соединение является многоатомным ионом с зарядом -1, сумма степеней окисления равна -1, и так далее.
- Это хороший метод проверки - если сумма степеней окисления не равна общему заряду соединения, значит вы где-то ошиблись.
Часть 2
Определение степени окисления без использования законов химии
1. Найдите атомы, не имеющие строгих правил относительно степени окисления. По отношению к некоторым элементам нет твердо установленных правил нахождения степени окисления. Если атом не подпадает ни под одно правило из перечисленных выше, и вы не знаете его заряда (например, атом входит в состав комплекса, и его заряд не указан), вы можете установить степень окисления такого атома методом исключения. Вначале определите заряд всех остальных атомов соединения, а затем из известного общего заряда соединения вычислите степень окисления данного атома.
  - Например, в соединении Na 2 SO 4 неизвестен заряд атома серы (S) - мы лишь знаем, что он не нулевой, поскольку сера находится не в элементарном состоянии. Это соединение служит хорошим примером для иллюстрации алгебраического метода определения степени окисления.
2. Найдите степени окисления остальных элементов, входящих в соединение. С помощью описанных выше правил определите степени окисления остальных атомов соединения. Не забывайте об исключениях из правил в случае атомов O, H и так далее.
  - Для Na 2 SO 4 , пользуясь нашими правилами, мы находим, что заряд (а значит и степень окисления) иона Na равен +1, а для каждого из атомов кислорода он составляет -2.
3. Найдите неизвестную степень окисления из заряда соединения. Теперь у вас есть все данные для простого расчета искомой степени окисления. Запишите уравнение, в левой части которого будет сумма числа, полученного на предыдущем шаге вычислений, и неизвестной степени окисления, а в правой - общий заряд соединения. Иными словами, (Сумма известных степеней окисления) + (искомая степень окисления) = (заряд соединения).
  - В нашем случае Na 2 SO 4 решение выглядит следующим образом:
    - (Сумма известных степеней окисления) + (искомая степень окисления) = (заряд соединения)
    - -6 + S = 0
    - S = 0 + 6
    - S = 6. В Na 2 SO 4 сера имеет степень окисления 6 .
- В соединениях сумма всех степеней окисления должна равняться заряду. Например, если соединение представляет собой двухатомный ион, сумма степеней окисления атомов должна быть равна общему ионному заряду.
- Очень полезно уметь пользоваться периодической таблицей Менделеева и знать, где в ней располагаются металлические и неметаллические элементы.
- Степень окисления атомов в элементарном виде всегда равна нулю. Степень окисления единичного иона равна его заряду. Элементы группы 1A таблицы Менделеева, такие как водород, литий, натрий, в элементарном виде имеют степень окисления +1; степень окисления металлов группы 2A, таких как магний и кальций, в элементарном виде равна +2. Кислород и водород, в зависимости от вида химической связи, могут иметь 2 различных значения степени окисления.

Рассмотрим наиболее часто встречающиеся в учебной литературе формулы кислот:

Легко заметить, что объединяет все формулы кислот наличие атомов водорода (H), стоящего на первом месте в формуле.

Определение валентности кислотного остатка

Из приведённого списка видно, что количество этих атомов может отличаться. Кислоты, в составе которых есть всего один атом водорода, называют одноосновными (азотная, соляная и другие). Серная, угольная, кремниевая кислоты — двухосновные, так как в их формулах по два атома H. Молекула трёхосновной фосфорной кислоты содержит три водородных атома.

Таким образом, количество H в формуле характеризует основность кислоты.

Тот атом, или группа атомов, которые записаны после водорода, называют кислотными остатками. Например, в сероводородной кислоте остаток состоит из одного атома — S, а в фосфорной, сернистой и многих других — из двух, причём один из них обязательно кислород (O). По этому признаку все кислоты делят на кислородсодержащие и бескислородные.

Каждый кислотный остаток обладает определённой валентностью. Она равна количеству атомов Н в молекуле этой кислоты. Валентность остатка HCl равна единице, так как это одноосновная кислота. Такую же валентность имеют остатки азотной, хлорной, азотистой кислот. Валентность остатка серной кислоты (SO 4) равна двум, так как атомов водорода в ее формуле два. Трехвалентен остаток фосфорной кислоты.

Кислотные остатки — анионы

Помимо валентности, кислотные остатки обладают зарядами и являются анионами. Их заряды указаны в таблице растворимости: CO 3 2− , S 2− , Cl − и так далее. Обратите внимание: заряд кислотного остатка численно совпадает с его валентностью. Например, в кремниевой кислоте, формула которой H 2 SiO 3 , кислотный остаток SiO 3 имеет валентность, равную II, и заряд 2-. Таким образом, зная заряд кислотного остатка, легко определить его валентность и наоборот.

Подведём итог. Кислотами — соединения, образованные атомами водорода и кислотными остатками. С точки зрения теории электролитической диссоциации можно дать другое определение: кислоты — электролиты, в растворах и расплавах которых присутствуют катионы водорода и анионы кислотных остатков.

Подсказки

Химические формулы кислот, как правило, заучивают наизусть, как и их названия. Если вы забыли, сколько атомов водорода в той или иной формуле, но знаете, как выглядит ее кислотный остаток, на помощь вам придёт таблица растворимости. Заряд остатка совпадает по модулю с валентностью, а та — с количеством H. К примеру, вы помните, что остаток угольной кислоты — CO 3 . По таблице растворимости определяете, что его заряд 2-, значит, он двухвалентен, то есть угольная кислота имеет формулу H 2 CO 3 .

Часто возникает путаница с формулами серной и сернистой, а также азотной и азотистой кислот. Здесь тоже есть один момент, облегчающий запоминание: название той кислоты из пары, в которой атомов кислорода больше, заканчивается на -ная (серная, азотная). Кислота с меньшим количеством атомов кислорода в формуле, имеет название, заканчивающееся на -истая (сернистая, азотистая).

Однако эти подсказки помогут лишь в том случае, если формулы кислот вам знакомы. Повторим их ещё раз.

Который является второй частью формулы сложного химического соединения. Они способны замещать определенное количество атомов или групп атомов. Ни у одного кислотного остатка нет свободных реакциоспособных электронов. Как правило, кислотный остаток состоит из атомов неметаллов.

В кислотах - это атомы без водорода (H 2 SO 4: H (водород) - катион , SO 4 (сульфат) - кислотный остаток).
В солях - атомы без металла (Na 2 CO 3: Na (натрий) - металл, CO 3 (карбонат)- кислотный остаток).
В гидроксидах (основаниях) - атомы гидроксильной группы (OH) (Mg(OH) 2: Mg (магний - металл, (OH) 2 - атомы гидроксильной группы. Валентность OH всегда равна I.

Таблица самых распространенных кислотных остатков

Кислотный остаток	Валентность	Название	Тривиальное название кислоты
-Cl	I	хлорид	соляная кислота
-NO 3	I	нитрат	азотная кислота
-SO 4	II	сульфат	серная кислота
-SO 3	II	сульфит	сернистая кислота
-S	II	сульфид	сероводородная кислота
-SiO 3	II	силикат	кремниевая кислота
-CO 3	II	карбонат	угольная кислота
-PO 4	III	ортофосфат	ортофосфатная кислота
-NO 2	I	нитрит	нитритная кислота
-F	I	фторид	плавиковая кислота
-I	I	иодид	иодидная кислота
-Br	I	бромид	бромидная кислота

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Кислотный остаток" в других словарях:

кислотный остаток - — Тематики нефтегазовая промышленность EN acid residue … Справочник технического переводчика

кислотный остаток - rūgšties liekana statusas T sritis chemija apibrėžtis Rūgšties anijonas. atitikmenys: angl. acid residue rus. кислотный остаток … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

кислотный остаток - кислотный радикал …

кислотный радикал - кислотный остаток … Cловарь химических синонимов I

- (хим.) представляют собой сочетания спиртов с кислотами, происходящие путем выделения воды за счет водных остатков этих соединений. Названия [В немецкой химической литературе сложные Э. весьма целесообразно названы, по предложению Гмелина, особым …

Термин введен в науку А. Вернером, который предполагает, что ему удалось открыть закономерность, определяющую состав гидратов, аммиакатов (ср. Кобальтиаковые соединения), двойных (и простых, кислородсодержащих) солей и вообще неорганических и… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Анион отрицательно заряженный ион. Характеризуется величиной отрицательного электрического заряда; например, Cl− однозарядный анион, а SO42− двузарядный анион. В электрическом поле анионы перемещаются к положительному… … Википедия

Органические соединения общей формулы RN2 (алифатические диазосоединения; R алкил) или ArN2X (ароматические диазосоединения; Ar арил, Х гидроксильная группа или кислотный остаток), из которых наиболее важны последние соли диазония.… … Энциклопедический словарь

Содержат в молекуле атом ртути, непосредственно связанный с углеродом. Известны ртутьорганические соединения типа R2Hg и RHgX, где R органический радикал, Х галоген, ОН, кислотный остаток. Применяются в органическом синтезе, как фунгициды.… … Энциклопедический словарь

Продукты замещения атомов водорода кислоты на металл или групп ОН основания на кислотный остаток. При полном замещении образуются средние, или нормальные, соли (NaCl, K2SO4 и др.), при неполном замещении атомов Н кислые (напр., NaHCO3), неполном … Энциклопедический словарь

1. Кислота + активный металл = соль + водород

Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2

Азотная и концентрированная серная кислоты реагируют иначе.

2. Кислота + основной оксид = соль + вода

2HNO 3 + CaO = Ca(NO 3) 2 + H 2 O

3. Кислота + основание = соль + вода (реакция нейтрализации)

H 3 PO 4 +3LiOH = Li 3 PO 4 + 3H 2 O

Растворы кислот изменяют цвет индикатора: лакмус - с фиолетового на красный, метиловый оранжевый - с оранжевого на розовый.

Типовые задачи

Пример 1. Назовите кислоту и ее анион, приведите ее графическую формулу H 2 SiO 3 .

Степень окисления кремния в кремниевой кислоте +4, следовательно, кремний образует 4 связи с атомами кислорода.

Эмпирическая формула H 2 SiO 3 – кремниевая кислота.

SiO 3 2- силикат ион

Графическая формула

Пример 2. Привести графические и эмпирические формулы азотистой кислоты и аниона этой кислоты. Назвать анион.

Эмпирические формулы:

HNO 2 , азотистой кислоты

NO 2 - нитрит ион

Графические формулы: H-O-N=O -O-N=O

Упражнения для самопроверки

1. Какие вещества называются кислотами?

2. Приведите названия следующих кислот и кислотных остатков (анионов): H 2 CO 3 , HNO 3 , CH 3 COOH, HNO 2 , H 2 S, HClO 4 , H 3 PO 4 , HCl, HMnO 4 , H 2 SO 4 , H 2 CrO 4 , HCOOH, H 2 SO 3 , H 2 Cr 2 O 7 .

3. Приведите эмпирические и графические формулы перечисленных кислот: а)хлорной; б) бромноватой; в) хлорноватистой; г) марганцовой; д) марганцовистой; е) серной; ж) сернистой; з) дисерной; и) хромовой; к) дихромовой; л) ортотеллуровой; м) ортоиодной; н) ортомышьяковой; о) метамышьяковой; п) метамышьяковистой; р) азотной; с) угольной; т) ортоборной.

4. Приведите названия и химические (эмпирические) формулы известных Вам бескислородных кислот.

5. Приведите названия и химические формулы известных Вам сильных кислот.

6. Приведите названия и химические формулы известных Вам слабых кислот.

7. Приведите примеры химических формул и названия одноосновных кислот.

8. Приведите примеры химических формул и названия двухосновных кислот.

9. Приведите примеры химических формул и названия трехосновных кислот.

СОЛИ

Солями называют химические соединения, состоящие из положительно заряженного иона, роль которого чаще всего выполняет ион металла, и аниона кислоты (отрицательно заряженный кислотный остаток).

Положительно заряженный ион (катион), входящий в состав соли, можно рассматривать как продукт, образующийся при отщеплении одной или нескольких гидроксогрупп от молекулы основания. Они могут быть простыми: К + - ион калия, Mg +2 - ион магния, Al +3 - ион алюминия, они образуют средние соли, а могут быть сложными: MgOH + - ион гидроксо магния, AlOH +2 - ион гидроксо алюминия или Al(OH) 2 + - ион дигидроксо алюминия, которые образуют основные соли.

Классификация солей

Соли классифицируются по многим признакам, но в настоящем пособии будут рассмотрены только средние, кислые и основные соли.

Кислотные остатки (анионы кислот) образуются при отщеплении одного или нескольких ионов водорода, заряд кислотных остатков всегда отрицательный. Они могут быть простыми: Cl - - ион хлора (анион хлороводородной кислоты), SO 4 -2 – сульфат ион (анион или кислотный остаток серной кислоты), PO 4 -3 – фосфат ион (анион или кислотный остаток фосфорной кислоты), простые анионы образуют средние соли, а могут быть сложными: HSO 4 - – гидро сульфат ион, HPO 4 -2 – гидро фосфат ион, H 2 PO 4 - – дигидро фосфат ион, они образуют ряд кислых солей.

Таким образом, соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты ионами металла основания. При полном замещении атомов водорода кислоты, образуются средние соли, а при неполном – кислые соли.

H 3 PO 4 + Al(OH) 3 = AlPO 4 + 3H 2 O средняя соль

3H 3 PO 4 + 2Al(OH) 3 = Al 2 (HPO 4) 3 + 6H 2 O кислая соль

3H 3 PO 4 + Al(OH) 3 = Al(H 2 PO 4) 3 + 3H 2 O кислая соль

Можно и наоборот, рассматривать соль, как продукт замещения гидроксидионов в молекуле основания кислотными остатками, тогда средние соли образуются при полном их замещении, а при частичном замещении образуются основные соли.

Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = AlPO 4 + 3H 2 O средняя соль

3Al(OH) 3 + 2H 3 PO 4 = (AlOH) 3 (PO 4) 2 + 6H 2 O основная соль

3Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = 3 PO 4 + 3H 2 O основная соль

Средние соли

Средние соли состоят из катионов оснований и анионов кислот, которые не содержат ни ионов водорода, ни гидроксогрупп, способных к замещению. Например, соли К 3 РО 4 и FeCl 3 являются средними.

Чтобы правильно написать формулу какой-либо соли, следует учитывать степень окисления катиона (металла) и величину заряда (отрицательного) у аниона кислоты. Алгебраическая сумма зарядов анионов и катионов в молекуле соли должна быть равна нулю.

Таким образом, сульфат хрома, например, состоящий из ионов Gr +3 и SO 4 -2 , имеет состав Gr 2 ((SO 4) 3, а ортофосфат калия, состоящий из ионов К +1 и PO 4 -3 , имеет состав К 3 РО 4 . Приведенные формулы солей называются эмпирическими или просто химическими формулами. На начальном этапе изучения классов неорганических соединений, в том числе для правильного составления формул, полезно начать с составления графических формул солей.

При изображении графической формулы соли следует опираться на графические формулы кислот, а точнее структуры аниона кислоты.

Отчетливо представляя себе структуры ионов SO 4 -2 , ClO 4 -1 , PO 4 -3 и др., например:

Сульфат ион Перхлорат ион Фосфат ион

Представляя графические формулы кислотных остатков и, зная степень окисления катиона, нетрудно изобразить графические формулы соответствующих солей. При этом необходимо помнить, что свободных валентностей (не присоединенных ни к одному атому химических связей – черточек) быть не может.

Графическая формула Al 2 (SO 4) 3 будет иметь следующий вид:

Число связей, образованных атомами алюминия, равно шести, поскольку степень окисления атома алюминия равна +3 (т.е. его валентность равна 3), а в состав молекулы входят два атома Al. Число связей, образованных сульфат ионами, также, шесть, поскольку заряд каждого аниона равен - 2, а в состав молекулы соли входят 3 кислотных остатка. Свободных валентностей нет. Далее следует проверить состав молекулы по виду и числу составляющих ее атомов и их валентностям.

Для Ca(ClO 4) 2 и Ba 3 (PO 4) 2 . графические формулы будет иметь следующий вид,

Номенклатура солей

Соли могут быть названы разными способами, но необходимо уметь называть их по международной номенклатуре, которая в наибольшей степени отражает состав соли и позволяет по названию воспроизвести химическую формулу.

Название любой соли складывается из названия аниона в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже, причем анион называется первым.

Если металл (катион соли) может проявлять несколько валентностей (степеней окисления), то валентность, проявляемую в данном соединении, указывают в скобках после названия катиона римскими цифрами.

Названия средних солей бескислородных кислот образуются от латинских названий кислотообразующих элементов, заканчивают суффиксом –ид , например: K 2 S - сульфид калия, NaCN- цианид натрия, CuCl 2 - хлорид меди (II).

Названия анионов кислородосодержащих кислот, а соответственно и солей, получают путем присоединения окончания и приставки в соответствии со степенью окисления кислотообразующего элемента. Высшей степени окисления «…ная» или «…овая» кислота (серная кислота, хромовая кислота) соответствует окончание «ат». Так, соли серной кислоты называются сульфатами, хромовой- хроматами и т.д. Более низкой степени окисления соответствует окончание «ит»; например, соли сернистой кислоты- сульфиты; азотистой - нитриты и т.д. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента («…оватистая» кислота), ее анион получает приставку «гипо…» и окончание «…ит»; так соли хлорноватистой кислоты HClO называют гипохлоритами.

Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то к названию аниона добавляют числительную приставку «ди…». Например, соли двухромовой кислоты H 2 Сr 2 O 7 называются дихроматами (иногда бихроматами), соли двуфосфорной кислоты H 4 P 2 O 7 - дифосфатами.

Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой (HMnO 4), хлорной (HClO 4), йодной (HJO 4) кислот называют соответственно перманганатами, перхлоратами, перйодатами. Аналогично, соли марганцовистой (H 2 MnO 4), хлорноватой (HClO 3), и йодноватой (HIO 3) кислот носят названия манганатов, хлоратов и йодатов.

Названия важнейших кислот и солей приведены в таблице 3.

Таблица 3 – Названия важнейших кислот и солей

Кислотообразующий элемент	Химическая формула	Название кислоты	Название солей
C +4	H 2 CO 3	Угольная	Карбонаты, гидрокарбонаты
Si +4	H 2 SiO 3	Кремниевая	Силикаты, гидросиликаты
N +3	HNO 2	Азотистая	Нитриты
N +5	HNO 3	Азотная	Нитраты
P +5	H 3 PO 4	Ортофосфорная	Фосфаты, гидрофосфаты, дигидрофосфаты
S +4	H 2 SO 3	Сернистая	Сульфиты, гидросульфиты
S +6	H 2 SO 4	Серная	Сульфаты, гидросульфаты
Cr +6	H 2 CrO 4 H 2 Cr 2 O 7	Хромовая Дихромовая	Хроматы Дихроматы
Cl +	HClO	Хлорноватистая	Гипохлориты
Cl +3	HClO 2	Хлористая	Хлориты
Cl +5	HClO 3	Хлорноватая	Хлораты
Cl +7	HClO 4	Хлорная	Перхлораты
Mn +6	H 2 MnO 4	Марганцовистая	Манганаты
Mn +7	HMnO 4	Марганцовая	Перманганаты
Безкислородные кислоты
Cl -	HCl	Хлороводородная	Хлориды
Br -	HBr	Бромоводородная	Бромиды
Кислотообразующий элемент	Химическая формула	Название кислоты	Название солей
I -	HI	Иодоводородная	Иодиды
S -2	H 2 S	Сероводородная	Сульфиды, Гидросульфиды
Органические кислоты
C +4	HCOOH	Муравьиная	Формиаты
C +4	CH 3 COOH	Уксусная	Ацетаты

Кислые соли

Кислые соли содержат остатки кислот, имеющие ион водорода, способный к дальнейшему замещению на остаток основания, они образуются в результате неполного замещения водородных ионов кислоты ионами металла. Например, K 2 HPO 4 и Ba(HCO 3) 2 – кислые соли.

Названия кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначают греческими числительными (ди, три и т.д.).

Одноосновные кислоты не образуют кислых солей, поскольку их молекулы содержат только один ион Н + , способный замещаться ионом металла.

Двухосновные кислоты, такие, как H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 и другие, образуют кислые соли, содержащие, соответственно, однократно отрицательно заряженные ионы HSO 4 - , HSO 3 - , HCO 3 - , называемые, соответственно, гидросульфат-, гидросульфит- и гидрокарбонат - ионами. Заряды этих ионов определяются как результат отрыва положительно заряженного иона Н + от нейтральной молекулы той или другой кислоты по схеме:

Зная заряд иона, входящего в состав кислой соли, и иона металла нетрудно написать формулу кислой соли. Применительно к серной кислоте, кислые соли которой содержат ион HSO 4 - , формулы будут иметь следующий вид:

для однозарядных ионов – NaHSO 4 ,KHSO 4 ;

для двухзарядных ионов – Mg(HSO 4) 2 , Zn(HSO 4) 2 ;

для трехзарядных ионов – Al(HSO 4) 3, Fe(HSO 4) 3 .

Трехосновные кислоты, такие как H 3 PO 4 , H 3 AsO 4 и некоторые другие, способны образовывать два типа кислых солей. В одном случае происходит замещение одного иона Н+ ионом металла, а два других иона Н + входят в состав отрицательно заряженного иона кислотного остатка, образующего кислую соль.

Поскольку соли, содержащие ион H 2 PO 4 - или H 2 AsO 4 -, получены в результате замещения одного иона Н+ в молекуле кислоты ионом металла, они получили названия однозамещенных кислых солей или первичных кислых солей. Однозамещенные кислые соли для ионов различной степени окисления имеют следующие формулы и названия:

NaH 2 HO 4 дигидроортофосфат натрия,

Ca(H 2 HO 4), дигидроортофосфат кальция,

Al(H 2 PO 4) 3 дигидроортофосфат алюминия,

В другом случае происходит замещение двух ионов Н + ионами металла, а третий ион Н + входит в состав отрицательно заряженного иона HPO 4 2- гидроортофосфатиона, образующего кислую соль:

Кислые соли, полученные в результате замещения двух ионов Н+ ионами металла, называются двухзамещенными кислыми солями, например,

Na 2 HPO 4 - гидроортофосфат натрия,

CaHPO 4 – гидроортофосфат кальция,

Al 2 (HPO 4) 3 – гидроортофосфат алюминия.

Основные соли

Основными называются соли, которые образуются в результате неполного замещения гидроксидных групп основания анионами кислот. Например, AlOHSO 4 , FeOHCl 2 - соли основные. В состав основных солей входит остаток основания, содержащий гидроксогруппу, способную к замещению на остаток кислоты.

Названия основных солей образуются подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку «гидроксо…», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Так FeOHCl- хлорид гидроксожелеза (II), (NiOH) 2 SO 4 - сульфат гидроксоникеля (II), Al(OH) 2 NO 3 - нитрат дигидроксоалюминия.

Однокислотные основания, например, такие как NaOH, KOH, AgOH и другие, не образуют основных солей, поскольку их молекулы содержат только один ион ОН-, способный замещаться анионом кислоты.

Двухкислотные основания (содержащие две гидроксогруппы способные к замещению), такие как Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Mn(OH) 2 и другие, образуют основные соли, содержащие однократно заряженные катионы Mg(OH) + , Cu(OH) + , Mn(OH)+ и называемые соответственно гидроксомагний-, гидроксокупрум(II)- и гироксомарганец (II)-ионами.

Заряды этих ионов определяются как результат отрыва однократно отрицательно заряженного иона OH - от нейтральной молекулы гидроксида металла по схеме

Мg(ОН) 2 ↔ ОН - + Мg (ОН) +

нейтральная отрицательно положително
молекула заряженный заряженый

и представляют собой сочетание двукратно заряженного иона металла Ме +2 с ионом OH - .

Зная заряд иона, входящего в состав основной соли, а также заряд аниона нетрудно вывести формулу основной соли. Применительно к гидроксиду магния, основные соли которого содержат ион Mg(OH) + , формулы их имеют следующий вид:

для однозарядных анионов – Mg(OH)Cl, Mg(OH)NO 3 ;

для двухзарядных анионов – (Mg(OH) 2 SO 4 , (Mg(OH) 2 CO 3 ;

для трехзарядных анионов – (Mg(OH) 3 PO 4 ,(Mg(OH) 3 AsO 4 ;

Трехкислотные основания, такие как Al(OH) 3, Gr(OH) 3 , Fe(OH) 3 и другие, способны образовывать два типа основных солей. В одном случае происходит замещение одного иона ОН -

Al(OH) 3 = Al(OH) 2 + + OH -

а два других входят в состав однократно заряженного положительного иона Al(OH) 2 + , называемого дигидроксоалюминий-ионом. Основные соли алюминия этого типа, в зависимости от заряда аниона, характеризуются следующими формулами:

Al(OH) 2 NO 3 - нитрат дигидроксо алюминия,

(Al(OH) 2) 2 SO 4 - сульфат дигидроксо алюминия,

(Al(OH) 2) 3 PO 4 - фосфат дигидроксо алюминия,

В другом случае происходит замещение двух ионов ОН -

Al(OH) 3 = AlOH +2 + 2OH -

а третий ион ОН - входит в состав двукратно положительно заряженного гидроксоалюминий-иона. Основные соли алюминия этого типа будут иметь следующие формулы:

Al(OH)Cl 2 – хлорид гидроксо алюминия,

AlOHSO 4 – сульфат гидроксо алюминия,

(Al(OH) 3 (PO 4) 2 – ортофосфат гидроксо алюминия.

Как следует из приведенных примеров, названия основных солей слагаются из международных названий отрицательно заряженных ионов с указанием в родительном падеже положительно заряженных гидроксо – или дигидроксо - ионов.

Одним из условий, благоприятствующих образованию основных солей, является недостаточное количество кислоты по сравнению с тем, которое расходуется на образование средней соли. Так, при взаимодействии Al(OH) 3 c H 2 SO 4 уравнения образования основных солей и их графические формулы имеют следующий вид:

Получение солей

Соли можно получить различными способами, однако наиболее общими являются следующие:

1. Взаимодействие основания и кислоты (реакция нейтрализации). В зависимости от взятых соотношений реагентов могут образовываться средняя, кислые и основные соли.

3Fe(OH) 2 + 2H 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4) 2 + 6H 2 O – фосфат железа (II).

Fe(OH) 2 + H 3 PO 4 = FeSrHPO 4 + 2H 2 O – гидрофосфат железа (II).

Fe(OH) 2 + 2H 3 PO 4 = Fe(H 2 PO 4) 2 + 2H 2 O - дигидрофосфат железа (II).

3Fe(OH) 2 + H 3 PO 4 = (FeOH) 3 PO 4 + 3H 2 O – фосфат гидроксо железа (II).

2. Основной оксид и кислотный оксид (солеобразующий) образуют соль без выделения других продуктов реакции.

CaO + CO 2 = CaCO 3 – карбонат кальция

3. Основной оксид (или амфотерный) и кислота при взаимодействии образуют соль, в которой элемент оксида является катионом, и воду

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O – сульфат бария

Al 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Al(NO 3) 3 + 3H 2 O – нитрат алюминия

4. Активные металлы, растворяясь в разбавленных кислотах (кроме азотной кислоты) образуют соль соответствующей кислоты, при этом выделяется водород.

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 хлорид цинка

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 сульфат железа (II)

Химические свойства солей

Важнейшими являются следующие свойства солей:

1. При растворении в воде соли практически полностью распадаются на катионы (положительно заряженные ионы металлов или более сложные образования) и анионы кислот. Этот процесс называется электролитической диссоциацией солей.

NaCl ® Na + + Cl -

KHSO 3 ® K + + HSO 3 -

CuOHNO 2 ® CuOH + + NO 2 -

(NH 4) 2 SO 4 ® 2NH 4 + + SO 4 -2

CH 3 COONa ® Na + + CH 3 COO -

2. Термическое разложение солей. Некоторые соли при нагревании образуют оксиды (основной и кислотный).

CaCO 3 CaO + CO 2

3. Взаимодействие солей друг с другом. При определенных условиях (например, выделение осадка) соли взаимодействуют.

AgNO 3 + KJ ® KNO 3 + AgI¯

4. Менее активные металлы способны вытеснять более активные металлы из растворов их солей.

Hg(NO 3) 2 + Cu = Cu(NO 3) 2 + Hg

Типовые задачи

1. Назовите следующие соли: а) Аl 2 (SO 4) 3 , б) FеОН(NО 3) 2 , в) KHS; г) FeCl 2 , д) NaH 2 PO 4 , е) AlOHSO 4 .

Решение

а) Аl 2 (SO 4) 3 сульфат алюминия, б) FеОН(NО 3) 2 нитрат гидроксожелеза {III}, в) KHS гидросульфид калия, г) FeCl 2 хлорид железа {II}, д) NaH 2 PO 4 дигидрофосфат натрия, е) AlOHSO 4 сульфат гидроксоалюминия.

2. Приведите эмпирические и графические формулы следующих солей: фосфат калия, гидрокарбонат магния, карбонат гидроксокальция, дигидрофосфат титана {II}, сульфат дигидроксо титана {IV}.

Решение

гидрокарбонат магния Mg(HCO 3) 2

карбонат гидроксокальция (CaOH) 2 CO 3

дигидрофосфат титана {II} Ti(H 2 PO 4) 2

сульфат дигидроксотитана {IV} Ti(OH) 2 SO 4

3. Составьте уравнения реакций между гидроксидом лантана (III) и кремниевой кислотой, приводящими к образованию следующих солей: La 2 (SiO 3) 3 , La(HSiO 3) 3 , LaOHSiO 3 , 2 SiO 3 . Приведите названия солей по международной номенклатуре.

Решение

2La(OH) 3 + 3H 2 SiO 3 = La 2 (SiO 3) 3 + 6H 2 O

силикат лантана (III)

La(OH) 3 + 3H 2 SiO 3 = La(HSiO 3) 3 + 3H 2 O

гидросиликат лантана (III)

La(OH) 3 + H 2 SiO 3 = LaOHSiO 3 + 2H 2 O

силикат гидроксолантана (III)

La(OH) 3 + H 2 SiO 3 = 2 SiO 3 + 2H 2 O

силикат дигидроксолантана (III)