Nepodceňujte úlohu kyselín v našom živote, pretože mnohé z nich sú jednoducho nenahraditeľné Každodenný život. Najprv si pripomeňme, čo sú kyseliny. Toto komplexné látky. Vzorec je napísaný takto: HnA, kde H je vodík, n je počet atómov, A je zvyšok kyseliny.
Medzi hlavné vlastnosti kyselín patrí schopnosť nahradiť molekuly atómov vodíka atómami kovov. Väčšina z nich je nielen žieravá, ale aj veľmi jedovatá. Sú však aj také, s ktorými sa stretávame neustále, bez ujmy na zdraví: vitamín C, citrónová kyselina, kyselina mliečna. Uvažujme o základných vlastnostiach kyselín.
Fyzikálne vlastnosti
Fyzikálne vlastnosti kyselín často naznačujú ich charakter. Kyseliny môžu existovať v troch formách: tuhá, kvapalná a plynná. Napríklad: dusičná (HNO3) a kyselina sírová (H2SO4) sú bezfarebné kvapaliny; boritá (H3BO3) a metafosforečná (HPO3) sú tuhé kyseliny. Niektoré z nich majú farbu a vôňu. Rôzne kyseliny sa vo vode rozpúšťajú rôzne. Existujú aj nerozpustné: H2SiO3 - kremík. Kvapalné látky majú kyslú chuť. Niektoré kyseliny sú pomenované podľa ovocia, v ktorom sa nachádzajú: kyselina jablčná, kyselina citrónová. Iní dostali svoje meno od chemické prvky v nich obsiahnutých.
Klasifikácia kyselín
Kyseliny sa zvyčajne klasifikujú podľa niekoľkých kritérií. Úplne prvý je založený na obsahu kyslíka v nich. A to: s obsahom kyslíka (HClO4 - chlór) a bez kyslíka (H2S - sírovodík).
Podľa počtu atómov vodíka (podľa zásaditosti):
- Jednosýtne – obsahuje jeden atóm vodíka (HMnO4);
- Dvojsýtny – má dva atómy vodíka (H2CO3);
- Trojsýtne majú tri atómy vodíka (H3BO);
- Polybázické - majú štyri alebo viac atómov, sú zriedkavé (H4P2O7).
Podľa triedy chemické zlúčeniny, sa delia na organické a anorganické kyseliny. Prvé sa nachádzajú najmä vo výrobkoch rastlinného pôvodu: octová, mliečna, nikotínová, kyselina askorbová. Anorganické kyseliny zahŕňajú: sírovú, dusičnú, boritú, arzénovú. Rozsah ich použitia je pomerne široký, od priemyselných potrieb (výroba farbív, elektrolytov, keramiky, hnojív atď.) až po varenie alebo čistenie kanalizácie. Kyseliny možno tiež klasifikovať podľa sily, prchavosti, stability a rozpustnosti vo vode.
Chemické vlastnosti
Pozrime sa na to hlavné Chemické vlastnosti kyseliny
- Prvým je interakcia s indikátormi. Ako indikátory sa používa lakmus, metyl pomaranč, fenolftaleín a univerzálny indikátorový papierik. V kyslých roztokoch farba indikátora zmení farbu: lakmusový a univerzálny ind. papier sa sfarbí do červena, metyloranž sa sfarbí do ružova, fenolftaleín zostane bezfarebný.
- Druhým je interakcia kyselín so zásadami. Táto reakcia sa tiež nazýva neutralizácia. Kyselina reaguje so zásadou, výsledkom čoho je soľ + voda. Napríklad: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
- Pretože takmer všetky kyseliny sú vysoko rozpustné vo vode, neutralizáciu je možné vykonať pomocou rozpustných aj nerozpustné zásady. Výnimkou je kyselina kremičitá, ktorá je vo vode takmer nerozpustná. Na jeho neutralizáciu sú potrebné zásady ako KOH alebo NaOH (sú rozpustné vo vode).
- Treťou je interakcia kyselín so zásaditými oxidmi. Tu dochádza aj k neutralizačnej reakcii. Zásadité oxidy sú blízkymi „príbuznými“ zásad, preto je reakcia rovnaká. Tieto oxidačné vlastnosti kyselín využívame veľmi často. Napríklad na odstránenie hrdze z potrubia. Kyselina reaguje s oxidom za vzniku rozpustnej soli.
- Po štvrté - reakcia s kovmi. Nie všetky kovy reagujú rovnako dobre s kyselinami. Delia sa na aktívne (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) a neaktívne (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Tiež stojí za to venovať pozornosť sile kyseliny (silná, slabá). Napríklad kyselina chlorovodíková a sírová sú schopné reagovať so všetkými neaktívnymi kovmi, zatiaľ čo kyselina citrónová a šťaveľová sú také slabé, že reagujú veľmi pomaly aj s aktívnymi kovmi.
- Po piate, reakcia kyselín obsahujúcich kyslík na zahrievanie. Takmer všetky kyseliny z tejto skupiny sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid kyslíka a vodu. Výnimkou sú kyselina uhličitá (H3PO4) a kyselina sírová (H2SO4). Pri zahrievaní sa rozpadajú na vodu a plyn. Toto treba mať na pamäti. To sú všetky základné vlastnosti kyselín.
Kyseliny- elektrolyty, pri ktorých disociácii sa z kladných iónov tvoria iba ióny H +:
HN03↔ H++ N03-;
CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .
Všetky kyseliny sú rozdelené na anorganické a organické (karboxylové), ktoré majú tiež svoje vlastné (vnútorné) klasifikácie.
O normálnych podmienkach významné množstvo anorganické kyseliny existovať v tekutom stave niektoré sú v pevnom stave (H 3 PO 4, H 3 BO 3).
Organické kyseliny s až 3 atómami uhlíka sú vysoko mobilné, bezfarebné kvapaliny s charakteristickým štipľavým zápachom; kyseliny so 4-9 atómami uhlíka - olejové kvapaliny s nepríjemný zápach a kyseliny s veľkým počtom atómov uhlíka sú pevné látky, ktoré sú nerozpustné vo vode.
Chemické vzorce kyselín
Uvažujme chemické vzorce kyselín na príklade niekoľkých zástupcov (anorganických aj organických): kyselina chlorovodíková - HCl, kyselina sírová - H 2 SO 4, kyselina fosforečná - H 3 PO 4, kyselina octová - CH 3 COOH a benzoová kyselina - C6H5COOH. Chemický vzorec ukazuje kvalitatívne a kvantitatívne zloženie molekuly (koľko a ktoré atómy obsahuje konkrétna zlúčenina Pomocou chemického vzorca môžete vypočítať molekulovú hmotnosť kyselín (Ar(H) = 1 amu, Ar(). Cl) = 35,5 amu, Ar(P) = 31 amu, Ar(O) = 16 amu, Ar(S) = 32 amu, Ar(C) = 12 am.):
Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);
Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.
Mr(H2SO4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);
Mr(H2S04) = 2 × 1 + 32 + 4 × 16 = 2 + 32 + 64 = 98.
Mr(H3PO4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);
Mr(H3PO4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.
Mr(CH3COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);
Mr(CH3COOH) = 3×12 + 4×1 + 2×16 = 36 + 4 + 32 = 72.
Mr(C6H5COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);
Mr(C6H5COOH) = 7 × 12 + 6 × 1 + 2 × 16 = 84 + 6 + 32 = 122.
Štrukturálne (grafické) vzorce kyselín
Štrukturálny (grafický) vzorec látky je viac vizuálny. Ukazuje, ako sú atómy navzájom spojené v molekule. Označme štruktúrne vzorce každej z vyššie uvedených zlúčenín:
Ryža. 1. Štruktúrny vzorec kyseliny chlorovodíkovej.
Ryža. 2. Štruktúrny vzorec kyseliny sírovej.
Ryža. 3. Štruktúrny vzorec kyseliny fosforečnej.
Ryža. 4. Štruktúrny vzorec kyseliny octovej.
Ryža. 5. Štruktúrny vzorec kyseliny benzoovej.
Iónové vzorce
Všetky anorganické kyseliny sú elektrolyty, t.j. schopné disociovať vo vodnom roztoku na ióny:
HCl ↔ H + + Cl -;
H2S04 ↔ 2H++ S042-;
H3P04↔ 3H++ P043-.
Príklady riešenia problémov
PRÍKLAD 1
| Cvičenie | Pri úplnom spaľovaní 6 g organickej hmoty Vzniklo 8,8 g oxidu uhoľnatého (IV) a 3,6 g vody. Definujte molekulový vzorec pálená látka, ak je známe, že jej molárna hmotnosť je 180 g/mol. |
| Riešenie | Nakreslíme schému spaľovacej reakcie organická zlúčenina označujúci počet atómov uhlíka, vodíka a kyslíka ako „x“, „y“ a „z“: CxHyOz + Oz ->C02 + H20. Určme hmotnosti prvkov, ktoré tvoria túto látku. Hodnoty relatívnej atómovej hmotnosti prevzaté z periodická tabuľka DI. Mendelejev, zaokrúhlite na celé čísla: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu. m(C) = n(C)xM(C) = n(C02)xM(C) = xM(C); m(H) = n(H)xM(H) = 2xn(H20)xM(H)=xM(H); Vypočítajme molárne hmotnosti oxid uhličitý a vodou. Ako je známe, molárna hmotnosť molekuly sa rovná súčtu relatívnych atómových hmotností atómov, ktoré tvoria molekulu (M = Mr): M(C02) = Ar(C) + 2xAr(0) = 12+ 2x16 = 12 + 32 = 44 g/mol; M(H20) = 2 x Ar(H) + Ar(0) = 2 x 1 + 16 = 2 + 16 = 18 g/mol. m(C) = x12 = 2,4 g; m(H) = 2 x 3,6/18 x 1 = 0,4 g. m(0) = m(CxHyOz) - m(C) - m(H) = 6 - 2,4 - 0,4 = 3,2 g. Poďme definovať chemický vzorec spojenia: x:y:z = m(C)/Ar(C): m(H)/Ar(H): m(0)/Ar(0); x:y:z= 2,4/12:0,4/1:3,2/16; x:y:z= 0,2: 0,4: 0,2 = 1:2:1. To znamená, že najjednoduchší vzorec zlúčeniny je CH20 a molárna hmotnosť je 30 g/mol. Aby sme našli skutočný vzorec organickej zlúčeniny, nájdeme pomer skutočnej a získanej molárnej hmotnosti: M látka / M(CH20) = 180/30 = 6. To znamená, že indexy atómov uhlíka, vodíka a kyslíka by mali byť 6-krát vyššie, t.j. vzorec látky bude C6H12O6. Ide o glukózu alebo fruktózu. |
| Odpoveď | C6H1206 |
PRÍKLAD 2
| Cvičenie | Odvoďte najjednoduchší vzorec zlúčeniny, v ktorej hmotnostný podiel fosforu je 43,66 % a hmotnostný podiel kyslíka je 56,34 %. |
| Riešenie | Hmotnostný zlomok prvok X v molekule so zložením HX sa vypočíta podľa tohto vzorca: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Označme počet atómov fosforu v molekule „x“ a počet atómov kyslíka „y“ Nájdite zodpovedajúce relatívne atómové hmotnosti prvkov fosfor a kyslík (hodnoty relatívnych atómových hmotností prevzaté z Periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva sú zaokrúhlené na celé čísla). Ar(P) = 31; Ar(0) = 16. Percentuálny obsah prvkov rozdelíme na príslušné relatívne atómové hmotnosti. Nájdeme teda vzťah medzi počtom atómov v molekule zlúčeniny: x:y = co(P)/Ar(P): co(0)/Ar(0); x:y = 43,66/31: 56,34/16; x:y: = 1,4 : 3,5 = 1 : 2,5 = 2 : 5. To znamená, že najjednoduchší vzorec na kombináciu fosforu a kyslíka je P 2 O 5 . Je to oxid fosforečný (V). |
| Odpoveď | P2O5 |
Názvy niektorých anorganických kyselín a solí
| Kyslé vzorce | Názvy kyselín | Názvy zodpovedajúcich solí |
| HCl04 | chlór | chloristany |
| HCl03 | chlórna | chlorečnany |
| HCl02 | chlorid | chloritany |
| HClO | chlórna | chlórnany |
| H5IO6 | jód | periodáty |
| HIO 3 | jódový | jodičnany |
| H2SO4 | sírový | sírany |
| H2SO3 | sírový | siričitany |
| H2S203 | tiosíru | tiosírany |
| H2S406 | tetrationová | tetrationáty |
| HNO3 | dusíka | dusičnany |
| HNO2 | dusíkaté | dusitany |
| H3PO4 | ortofosforečnej | ortofosfáty |
| HPO 3 | metafosforečné | metafosfáty |
| H3PO3 | fosforu | fosfity |
| H3PO2 | fosforu | fosfornany |
| H2CO3 | uhlia | uhličitany |
| H2Si03 | kremík | silikáty |
| HMn04 | mangán | manganistanu |
| H2Mn04 | mangán | manganaty |
| H2CrO4 | chróm | chrómany |
| H2Cr207 | dichróm | dichrómany |
| HF | fluorovodík (fluorid) | fluoridy |
| HCl | chlorovodíková (chlorovodíková) | chloridy |
| HBr | bromovodíkový | bromidy |
| AHOJ | jodovodík | jodidy |
| H2S | sírovodík | sulfidy |
| HCN | kyanovodík | kyanidy |
| HOCN | tyrkysový | kyanáty |
Dovoľte mi v krátkosti pripomenúť konkrétne príklady ako správne nazývať soli.
Príklad 1. Soľ K 2 SO 4 je tvorená zvyškom kyseliny sírovej (SO 4) a kovom K. Soli kyseliny sírovej sa nazývajú sírany. K 2 SO 4 - síran draselný.
Príklad 2. FeCl 3 - soľ obsahuje železo a zvyšok kyseliny chlorovodíkovej (Cl). Názov soli: chlorid železitý. Poznámka: v tomto prípade musíme kov nielen pomenovať, ale aj označiť jeho mocnosť (III). V predchádzajúcom príklade to nebolo potrebné, pretože valencia sodíka je konštantná.
Dôležité: názov soli by mal označovať mocnosť kovu iba vtedy, ak má kov premenlivú mocnosť!
Príklad 3. Ba(ClO) 2 - soľ obsahuje bárium a zvyšok kyseliny chlórnej (ClO). Názov soli: chlórnan bárnatý. Valencia kovu Ba vo všetkých jeho zlúčeninách je dva, nie je potrebné ho uvádzať.
Príklad 4. (NH4)2Cr207. Skupina NH 4 sa nazýva amónium, valencia tejto skupiny je konštantná. Názov soli: dvojchróman amónny (dichróman).
Vo vyššie uvedených príkladoch sme sa stretli len s tzv. stredné alebo normálne soli. Kyslé, zásadité, podvojné a komplexné soli, soli organických kyselín tu nebudeme rozoberať.
Komplexné látky pozostávajúce z atómov vodíka a zvyšok kyseliny, sa nazývajú minerálne alebo anorganické kyseliny. Kyslý zvyšok sú oxidy a nekovy kombinované s vodíkom. Hlavnou vlastnosťou kyselín je schopnosť tvoriť soli.
Klasifikácia
Základný vzorec minerálnych kyselín je Hn Ac, kde Ac je zvyšok kyseliny. V závislosti od zloženia zvyškov kyseliny sa rozlišujú dva typy kyselín:
- kyslík obsahujúci kyslík;
- bez kyslíka, pozostáva iba z vodíka a nekovu.
Hlavný zoznam anorganických kyselín podľa typu je uvedený v tabuľke.
|
Typ |
názov |
Vzorec |
|
Kyslík |
||
|
Dusíkatý |
||
|
Dichrome |
||
|
Jódový |
||
|
Kremík - metakremík a ortokremík |
H2Si03 a H4Si04 |
|
|
mangán |
||
|
mangán |
||
|
Metafosforečné |
||
|
Arzén |
||
|
Ortofosforečná |
||
|
Síravý |
||
|
Thiosulfur |
||
|
Tetrationová |
||
|
Uhlie |
||
|
Fosfor |
||
|
Fosfor |
||
|
Chlorous |
||
|
Chlorid |
||
|
Chlórny |
||
|
Chrome |
||
|
Tyrkysový |
||
|
Bez kyslíka |
fluorovodík (fluorovodík) |
|
|
chlorovodíková (soľ) |
||
|
bromovodíkový |
||
|
Hydrojodický |
||
|
Sírovodík |
||
|
Kyanovodík |
Okrem toho sú kyseliny podľa svojich vlastností klasifikované podľa nasledujúcich kritérií:
- rozpustnosť: rozpustný (HN03, HCl) a nerozpustný (H2Si03);
- volatilita: prchavé (H2S, HCl) a neprchavé (H2S04, H3P04);
- stupeň disociácie: silný (HNO 3) a slabý (H 2 CO 3).
Ryža. 1. Schéma klasifikácie kyselín.
Na označenie minerálnych kyselín sa používajú tradičné a triviálne názvy. Tradičné názvy zodpovedajú názvu prvku, ktorý tvorí kyselinu s pridaním morfém -naya, -ovaya, ako aj -istaya, -novataya, -novataya na označenie stupňa oxidácie.
Potvrdenie
Hlavné spôsoby výroby kyselín sú uvedené v tabuľke.
Vlastnosti
Väčšina kyselín sú tekutiny s kyslou chuťou. Volfrámová, chrómová, boritá a niekoľko ďalších kyselín je za normálnych podmienok v pevnom stave. Niektoré kyseliny (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) existujú iba vo forme vodného roztoku a sú klasifikované ako slabé kyseliny.
Ryža. 2. Kyselina chrómová.
Kyseliny sú účinné látky, ktoré reagujú:
- s kovmi:
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
- s oxidmi:
CaO + 2HCl = CaCl2 + H20;
- so základňou:
H2S04 + 2KOH = K2S04 + 2H20;
- so soľami:
Na2C03 + 2HCl = 2NaCl + C02 + H20.
Všetky reakcie sú sprevádzané tvorbou solí.
Je možná kvalitatívna reakcia so zmenou farby indikátora:
- lakmus sa zmení na červenú;
- metyl oranžová - až ružová;
- fenolftaleín sa nemení.
Ryža. 3. Farby indikátorov pri reakcii kyseliny.
Chemické vlastnosti minerálnych kyselín sú určené ich schopnosťou disociovať sa vo vode za vzniku vodíkových katiónov a aniónov vodíkových zvyškov. Kyseliny, ktoré nevratne reagujú s vodou (úplne disociujú), sa nazývajú silné. Patria sem chlór, dusík, síra a chlorovodík.
Čo sme sa naučili?
Anorganické kyseliny sú tvorené vodíkom a kyslým zvyškom, ktorým je atóm nekovu alebo oxid. V závislosti od charakteru zvyšku kyseliny sa kyseliny delia na bezkyslíkaté a kyslíkaté. Všetky kyseliny majú kyslú chuť a sú schopné disociovať do vodné prostredie(rozkladajú sa na katióny a anióny). Kyseliny sa získavajú z jednoduchých látok, oxidov a solí. Pri interakcii s kovmi, oxidmi, zásadami a soľami tvoria kyseliny soli.
Test na danú tému
Vyhodnotenie správy
Priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet získaných hodnotení: 120.
Sú to látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku vodíkových iónov.
Kyseliny sú klasifikované podľa ich sily, podľa ich zásaditosti a podľa prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v kyseline.
Siloukyseliny sa delia na silné a slabé. Najdôležitejšie silné kyseliny sú dusičná HNO 3, sírová H2SO4 a chlorovodíková HCl.
Podľa prítomnosti kyslíka rozlišovať medzi kyselinami obsahujúcimi kyslík ( HNO3, H3PO4 atď.) a bezkyslíkatých kyselín ( HCl, H2S, HCN atď.).
Podľa zásaditosti, t.j. Podľa počtu atómov vodíka v molekule kyseliny, ktoré môžu byť nahradené atómami kovu za vzniku soli, sa kyseliny delia na jednosýtne (napr. HNO 3, HCl), dvojsýtne (H 2 S, H 2 SO 4), trojsýtne (H 3 PO 4) atď.
Názvy bezkyslíkatých kyselín sú odvodené od názvu nekovu s pridaním koncovky -vodík: HCl - kyselina chlorovodíková, H2S e - kyselina hydroselenová, HCN - kyselina kyanovodíková.
Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú tiež tvorené z ruského názvu zodpovedajúceho prvku pridaním slova „kyselina“. V tomto prípade názov kyseliny, v ktorej je prvok v najvyššom oxidačnom stave, končí napríklad na „naya“ alebo „ova“, H2SO4 - kyselina sírová, HCl04 - kyselina chloristá, H3As04 - kyselina arzénová. So znížením stupňa oxidácie kyselinotvorného prvku sa koncovky menia v nasledujúcom poradí: „vajcovité“ ( HCl03 - kyselina chloristá), „tuhá“ ( HCl02 - kyselina chlórna, „vajcovité“ ( H O Cl - kyselina chlórna). Ak prvok tvorí kyseliny, pričom je iba v dvoch oxidačných stavoch, potom názov kyseliny zodpovedajúcej najnižšiemu oxidačnému stavu prvku dostane koncovku „iste“ ( HNO3 - Kyselina dusičná, HNO2 - kyselina dusitá).
Tabuľka - Najdôležitejšie kyseliny a ich soli
|
Kyselina |
Názvy zodpovedajúcich normálnych solí |
|
|
názov |
Vzorec |
|
|
Dusík |
HNO3 |
Dusičnany |
|
Dusíkatý |
HNO2 |
Dusitany |
|
Boric (ortoborický) |
H3BO3 |
boritany (ortoboritany) |
|
bromovodíkový |
Bromides |
|
|
Hydrojodid |
Jodidy |
|
|
Silikón |
H2Si03 |
Silikáty |
|
mangán |
HMn04 |
Manganistan |
|
Metafosforečné |
HPO 3 |
Metafosfáty |
|
Arzén |
H3As04 |
Arzenáty |
|
Arzén |
H3As03 |
Arsenitany |
|
Ortofosforečná |
H3PO4 |
Ortofosfáty (fosfáty) |
|
Difosforečná (pyrofosforečná) |
H4P2O7 |
Difosfáty (pyrofosfáty) |
|
Dichrome |
H2Cr207 |
Dichromáty |
|
Sírový |
H2SO4 |
Sulfáty |
|
Síravý |
H2SO3 |
Sulfity |
|
Uhlie |
H2CO3 |
Uhličitany |
|
Fosfor |
H3PO3 |
Fosfity |
|
fluorovodík (fluorovodík) |
Fluoridy |
|
|
chlorovodíková (soľ) |
Chloridy |
|
|
Chlór |
HCl04 |
Chloristany |
|
Chlorous |
HCl03 |
Chlorečnany |
|
Chlórny |
HClO |
Chlórnany |
|
Chrome |
H2CrO4 |
Chromáty |
|
Kyanovodík (kyanický) |
Kyanid |
|
Získavanie kyselín
1. Bezkyslíkaté kyseliny možno získať priamou kombináciou nekovov s vodíkom:
H2 + Cl2 → 2HCl,
H2 + S H2S.
2. Kyslík obsahujúce kyseliny možno často získať priamou kombináciou kyslých oxidov s vodou:
S03 + H20 = H2S04,
CO2 + H20 = H2C03,
P205 + H20 = 2 HPO3.
3. Kyslíky neobsahujúce kyslík aj kyseliny obsahujúce kyslík možno získať výmennými reakciami medzi soľami a inými kyselinami:
BaBr2 + H2S04 = BaS04 + 2HBr,
CuS04 + H2S = H2S04 + CuS,
CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20.
4. V niektorých prípadoch možno použiť redoxné reakcie na výrobu kyselín:
H202 + S02 = H2S04,
3P + 5HN03 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO.
Chemické vlastnosti kyselín
1. Najcharakteristickejšou chemickou vlastnosťou kyselín je ich schopnosť reagovať so zásadami (ako aj zásaditými a amfotérnymi oxidmi) za vzniku solí, napr.
H2S04 + 2NaOH = Na2S04 + 2H20,
2HN03 + FeO = Fe(N03)2 + H20,
2 HCl + ZnO = ZnCl2 + H20.
2. Schopnosť interagovať s niektorými kovmi v napäťových sériách až po vodík, s uvoľňovaním vodíka:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. So soľami, ak sa vytvorí slabo rozpustná soľ alebo prchavá látka:
H2S04 + BaCl2 = BaS04 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02,
2KHC03 + H2S04 = K2S04 + 2S02+ 2H20.
Všimnite si, že viacsýtne kyseliny disociujú postupne a ľahkosť disociácie sa v každom kroku znižuje, preto sa v prípade viacsýtnych kyselín namiesto stredných solí často vytvárajú kyslé soli (v prípade nadbytku reagujúcej kyseliny):
Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S,
NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20.
4. Špeciálnym prípadom acidobázickej interakcie je reakcia kyselín s indikátormi, vedúca k zmene farby, ktorá sa už dlho používa na kvalitatívnu detekciu kyselín v roztokoch. Takže lakmus mení farbu v kyslom prostredí na červenú.
5. Kyseliny obsahujúce kyslík sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid a vodu (najlepšie v prítomnosti prostriedku odstraňujúceho vodu P205):
H2S04 = H20 + SO3,
H2Si03 = H20 + Si02.
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina