Anorganické kyseliny

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 26. listopadu 2017; kontroly vyžadují 8 úprav .

Anorganické (minerální) kyseliny jsou anorganické látky , které mají komplex fyzikálně-chemických vlastností, které jsou kyselinám vlastní . Látky kyselé povahy jsou známé pro většinu chemických prvků , s výjimkou alkalických kovů a kovů alkalických zemin .

Vlastnosti a klasifikace anorganických kyselin

Formy existence a stav agregace

Většina anorganických kyselin za normálních podmínek existuje v kapalném stavu, některé v pevném stavu ( ortofosforečná , boritá , wolframová , polysilikonová (hydráty Si02 ) atd.) . Kyseliny jsou také vodné roztoky některých plynných sloučenin ( halogenidy , sirovodík H 2 S, oxid dusičitý NO 2 , oxid uhličitý CO 2 aj.). Některé kyseliny (např. uhličitá H 2 CO 3 , sirnatá H 2 SO 3 , chlorná HClO aj.) nelze izolovat jako jednotlivé sloučeniny, existují pouze v roztoku.

Podle chemického složení se rozlišují kyseliny bezkyslíkaté (HCl, H 2 S, HF, HCN) a kyslík obsahující (oxokyseliny) (H 2 SO 4 , H 3 PO 4 ) [1] . Složení bezkyslíkatých kyselin lze popsat vzorcem: H n X, kde X je chemický prvek, který tvoří kyselinu ( halogen , chalkogen ) nebo bezkyslíkatý radikál: například bromovodík HBr, kyanovodíkový HCN, azid HN 3 kyseliny. Všechny kyseliny obsahující kyslík mají zase složení, které lze vyjádřit vzorcem: H n XO m , kde X je chemický prvek, který tvoří kyselinu.

Atomy vodíku v oxyacids jsou nejvíce obyčejně spojené s kyslíkem polární kovalentní vazbou . Jsou známy kyseliny s několika (obvykle dvěma) tautomerními nebo izomerními formami, které se liší polohou atomu vodíku:

Samostatné třídy anorganických kyselin tvoří sloučeniny, ve kterých atomy kyselinotvorného prvku tvoří molekulární homo- a heterogenní řetězcové struktury. Isopolykyseliny jsou kyseliny, ve kterých jsou atomy kyselinotvorného prvku spojeny přes atom kyslíku ( kyslíkový můstek ). Příklady jsou polysírová H2S207 a H2S3010 a polychromové kyseliny H2Cr207 a H2Cr3010 . _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ Kyseliny s několika atomy různých kyselinotvorných prvků spojených přes atom kyslíku se nazývají heteropolykyseliny . Existují kyseliny, jejichž molekulární struktura je tvořena řetězcem identických kyselinotvorných atomů, např. v polythionových kyselinách H 2 S n O 6 nebo v sulfanech H 2 S n , kde n≥2.

Samostatně se izolují peroxokyseliny - kyseliny obsahující peroxoskupiny [–O–O–], například kyseliny peroxomonosírová H 2 SO 5 a peroxodisírová H 2 S 2 O 8 kyseliny. Thiokyseliny jsou kyseliny, které místo atomů kyslíku obsahují atomy síry, např. kyselina thiosírová H 2 SO 3 S. Existují i komplexní kyseliny, např.: H 2 [SiF 6 ], H [AuCl 4 ], H 4 [Fe (CN) 6 ] a další

Rovnovážné procesy ve vodných roztocích

Chemické vlastnosti kyselin jsou určeny schopností jejich molekul disociovat ve vodném prostředí za vzniku hydratovaných H + iontů a aniontů zbytků kyselin A - :

{\displaystyle {\mathsf {HA+H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}+A^{-))))

{\displaystyle {\mathsf {HA\rightarrow H^{+}+A^{-))))

(zjednodušený zápis)

V závislosti na hodnotě chemické rovnovážné konstanty , nazývané také konstanta kyselosti K a [2] , rozlišujeme silné a slabé kyseliny:

{\displaystyle {\mathsf {HCl\rightarrow H^{+}+Cl^{-}\ \ K_{a}~10^{7))))

{\displaystyle {\mathsf {HNO_{2}\rightarrow H^{+}+NO_{2}^{-}\ \ K_{a}~10^{-5))))

Z běžných kyselin patří mezi silné kyseliny chloristá , dusičná , sírová a chlorovodíková . Dusíkatá HNO 2 , uhličitá H 2 CO 3 (CO 2 H 2 O), fluorovodíková HF jsou příklady slabých kyselin. Používá se také podrobnější klasifikace podle hodnoty K a na velmi slabé (≤10 −7 ), slabé (~10 −2 ), středně silné (~10 −1 ), silné (~10 3 ), velmi silné (≥108 ) .

Pro anorganické kyseliny obsahující kyslík typu H n XO m je známo empirické pravidlo, podle kterého je hodnota první konstanty spojena s hodnotou (m - n). Při (m – n) = 0 je kyselina velmi slabá, při 1 slabá, při 2 silná a nakonec při 3 je kyselina velmi silná [3] :

Kyselina	Hodnota (m – n)	K a	pK a
HC1O	0	10-8 _	7,497
H3AsO3 _ _ _	0	10 -10	deset
H2SO3 _ _ _	jeden	10 −2	1,81
H 3 RO 4	jeden	10 −2	2.12
HNO3 _	2	10 1	−1,64
H2SO4 _ _ _	2	10 3	-3
HClO 4	3	10 10	−10

Tento vzor je způsoben zvýšením polarizace vazby H-O v důsledku posunu elektronové hustoty z vazby na elektronegativní atom kyslíku podél pohyblivých π-vazeb E=O a delokalizací elektronové hustoty v aniontu .

Anorganické kyseliny mají vlastnosti společné všem kyselinám, mezi něž patří: zbarvení indikátorů , rozpouštění aktivních kovů za vývoje vodíku (kromě HNO 3 ), schopnost reagovat s bázemi a zásaditými oxidy za vzniku solí, např.

{\mathsf {2HCl+Mg\rightarrow MgCl_{2}+H_{2}\uparrow }}

{\mathsf {HNO_{3}+NaOH\rightarrow NaNO_{3}+H_{2}O))

{\mathsf {2HCl+CaO\rightarrow CaCl_{2}+H_{2}O))

Počet atomů vodíku odštěpených z molekuly kyseliny a schopných být nahrazen kovem za vzniku soli se nazývá zásaditost kyseliny. Kyseliny lze rozdělit na jedno-, dvou- a třísytné. Kyseliny s vyšší zásaditostí nejsou známy.

Mnoho anorganických kyselin je jednosytných: halogenovodíkové druhy HHal, dusičná HNO 3 , chlorná HClO 4 , thiokyanát HSCN atd. Síra H 2 SO 4 , chromová H 2 CrO 4 , sirovodík H 2 S jsou příklady dvojsytných kyselin atd.

Vícesytné kyseliny disociují v krocích, každý krok má svou konstantu kyselosti a každý následující K a je vždy menší než ten předchozí asi o pět řádů. Disociační rovnice pro trojsytnou kyselinu fosforečnou jsou uvedeny níže:

{\mathsf {H_{3}PO_{4}\rightleftarrows H^{+}+H_{2}PO_{4}^{-}\ \ K_{a1}=7\cdot 10^{-3 }}}

{\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}\rightleftarrows H^{+}+HPO_{4}^{2-}\ \ K_{a2}=6\cdot 10^{- osm}}}

{\mathsf {HPO_{4}^{2-}\rightleftarrows H^{+}+PO_{4}^{3-}\ \ K_{a3}=1\cdot 10^{-12)) }

Zásaditost určuje počet řad středních a kyselých solí - derivátů kyselin [4] .

Substituovatelné jsou pouze atomy vodíku, které jsou součástí hydroxylových skupin −OH, proto např. kyselina ortofosforečná H 3 PO 4 tvoří střední soli - fosfáty typu Na 3 PO 4 a dvě řady kyselých - hydrofosfáty Na 2 HPO 4 a dihydrofosfáty NaH 2 PO 4 . Zatímco kyselina fosforitá H 2 (HPO 3 ) má pouze dvě řady - fosforitany a hydrofosforitany a kyselina fosforná H (H 2 PO 2 ) má pouze řadu středních solí - fosfornany.

Výjimkou je kyselina boritá H3BO3 , která existuje ve vodném roztoku ve formě jednosytného hydroxokomplexu :

{\displaystyle {\mathsf {H_{3}BO_{3}+2H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}[B(OH)_{4}]^{-))))

Moderní teorie kyselin a zásad značně rozšiřují koncept kyselých vlastností. Lewisova kyselina je tedy látka, jejíž molekuly nebo ionty jsou schopny přijímat elektronové páry, včetně těch, které neobsahují vodíkové ionty: například kationty kovů (Ag + , Fe 3+ ), řadu binárních sloučenin (AlCl 3 , BF3 , A1203 , SO3 , Si02 ) . _ _ Protitické kyseliny jsou Lewisovou teorií považovány za zvláštní případ třídy kyselin.

Redoxní vlastnosti

Všechny peroxokyseliny a mnoho kyselin obsahujících kyslík ( dusičná HNO 3 , sírová H 2 SO 4 , mangan HMnO 4 , chromová H 2 CrO 4 , chlorná HClO atd.) jsou silná oxidační činidla. Oxidační aktivita těchto kyselin ve vodném roztoku je výraznější než u jejich solí; zatímco oxidační vlastnosti jsou velmi oslabeny ředěním kyselin (například vlastnosti zředěné a koncentrované kyseliny sírové). Anorganické kyseliny jsou také vždy méně tepelně stabilní než jejich soli. Tyto rozdíly jsou spojeny s destabilizačním účinkem vysoce polarizovaného atomu vodíku v molekule kyseliny. To je nejvýraznější ve vlastnostech oxidačních kyselin obsahujících kyslík, například chloristé a sírové. To také vysvětluje nemožnost existence řady kyselin mimo roztok s relativní stabilitou jejich solí. Výjimkou je kyselina dusičná a její soli, které vykazují silně výrazné oxidační vlastnosti bez ohledu na ředění roztoku. Toto chování je spojeno se strukturními rysy molekuly HNO 3 .

Nomenklatura

Nomenklatura anorganických kyselin prošla dlouhou cestou vývoje a vyvíjela se postupně. Spolu se systematickými názvy kyselin jsou široce používány tradiční a triviální názvy . Některé běžné kyseliny mohou mít různé názvy v různých zdrojích: například vodný roztok HCl může být označován jako kyselina chlorovodíková, chlorovodíková, chlorovodíková.

Tradiční ruské názvy kyselin vznikají přidáním morfému -naya nebo -ovaya (chlor, sírová, dusičná, manganová) k názvu prvku. Pro různé kyseliny obsahující kyslík tvořené jedním prvkem se používá -isto pro nižší stupeň oxidace (sirné, dusité). V řadě případů se pro přechodné oxidační stavy navíc používají morfémy -novata a -novata (názvy chlórových kyselin obsahujících kyslík viz níže).

Tradiční názvy některých anorganických kyselin a jejich solí jsou uvedeny v tabulce:

Složení kyseliny	tradiční název	Triviální jméno	Název soli
H3AsO4 _ _ _	Arsen		Arsenáty
H 3 BO 3	Bornaja		boráty
H 2 CO 3 (CO 2 • H 2 O)	Uhlí		Uhličitany
HCN	Kyanovodík	kyanovodíkový	kyanidy
H2CrO4 _ _ _	Chrome		Chromáty
HMnO 4	mangan		Manganistan
HNO3 _	Dusík		Dusičnany
HNO 2	dusíkaté		Dusitany
H 3 RO 4	ortofosforečné	Fosforický	Ortofosfáty
H2SO4 _ _ _	sírový		sírany
H 2 SiO 3 (SiO 2 • H 2 O)	Metasilikon	Křemík	Metasilikáty
H 4SiO 4 (SiO 2 • 2H 2 O )	Ortosilikon	Křemík	ortokřemičitany
H 2 S	Sirovodík		Sulfidy
HF	Hydrofluorovodíková	Fluorová	Fluoridy
HCl	Chlorovodík	Sůl	chloridy
HBr	bromovodík		Bromidy
AHOJ	Hydrojod		jodidy

Pro méně známé kyseliny obsahující kyselinotvorné prvky v proměnných oxidačních stavech se obvykle používají systematické názvy.

V systematických názvech kyselin se ke kořeni latinského názvu kyselinotvorného prvku přidává koncovka -at a názvy zbývajících prvků nebo jejich skupin v aniontu získávají spojovací hlásku -o. V závorkách uveďte oxidační stav kyselinotvorného prvku, pokud má celočíselnou hodnotu. Jinak název zahrnuje počet atomů vodíku [5] . Například (tradiční názvy v závorkách):

HClO 4 - hydrogentetraoxochlorát (VII) (kyselina chloristá) HClO 3 - hydrogentrioxochlorát (V) (kyselina chlorná) HClO 2 - hydrogendioxochlorát (III) (kyselina chlorná) HClO - Hydrogen oxochlorate (I) (kyselina chlorná) H 2 Cr 2 O 7 - dihydrogen heptaoxodichromát (VI) (kyselina dichromová) H 2 S 4 O 6 - dihydrogenhexaoxotetrasulfát (kyselina tetrathionová) H 2 B 4 O 6 - hexaoxotetraborát dihydrogen (kyselina tetrametaboritá) HAuCl 4 - tetrachloraurát (III) vodík (kyselina aurová) H [Sb (OH) 6 ] - hydrogenhexahydroxoantibát (V)

Níže jsou uvedeny kořeny latinských názvů kyselinotvorných prvků, které se neshodují s kořeny ruských názvů stejných prvků: Ag - argent (at), As - arsen (at), Au - aur (at), Cu - měď (at), Fe - železo (at), Hg, rtuť(at), Pb, plumb(at), Sb, stib(at), Si, silika(at), Sn, stann(at), S , sulf(at).

Ve vzorcích thiokyselin vytvořených z hydroxykyselin nahrazením atomů kyslíku atomy síry jsou tyto umístěny na konci: H 3 PO 3 S - kyselina thiofosforečná , H 2 SO 3 S - kyselina thiosírová .

Obecné metody získávání kyselin

Existuje mnoho metod pro získávání kyselin, včetně obecných, mezi nimiž lze v průmyslové a laboratorní praxi rozlišit následující:

Reakce oxidů kyselin ( anhydridů ) s vodou, například:

{\mathsf {P_{2}O_{5}+3H_{2}O\rightarrow 2H_{3}PO_{4))}

{\mathsf {2CrO_{3}+H_{2}O\rightarrow H_{2}Cr_{2}O_{7))}

Vytěsnění těkavější kyseliny z její soli méně těkavou kyselinou, například:

{\mathsf {CaF_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow CaSO_{4}+2HF\uparrow ))

{\mathsf {KNO_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow KHSO_{4}+HNO_{3}\uparrow }}

Hydrolýza halogenidů nebo solí, například:

{\mathsf {PCl_{5}+4H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{4}+5HCl))

{\mathsf {Al_{2}Se_{3}+6H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}+3H_{2}Se))

Syntéza bezkyslíkatých kyselin z jednoduchých látek:

{\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl))

Iontoměničové reakce na povrchu iontoměničových pryskyřic : chemisorpce kationtů rozpuštěných solí a jejich nahrazení H + .

Aplikace

Minerální kyseliny jsou široce používány v kovodělném a dřevozpracujícím, textilním, lakýrnickém, ropném a plynárenském průmyslu a dalších průmyslových odvětvích a ve vědeckém výzkumu. Mezi látky produkované v největším objemu patří kyselina sírová , dusičná , fosforečná , chlorovodíková . Celková roční produkce těchto kyselin ve světě dosahuje stovek milionů tun ročně.

V kovoobrábění se často používají k moření železa a oceli a jako čisticí prostředky před svařováním , pokovováním , lakováním nebo galvanickým pokovováním .

Kyselina sírová , příhodně nazvaná " chléb průmyslu " od D. I. Mendělejeva , se používá při výrobě minerálních hnojiv , k výrobě dalších minerálních kyselin a solí, při výrobě chemických vláken , barviv , kouřotvorných a výbušnin, v oleji , kovoobrábění, textilní, kožedělný, potravinářský a další průmysl, v průmyslové organické syntéze atd.

Kyselina chlorovodíková se používá k úpravě kyseliny, čištění cínových a tantalových rud, k výrobě melasy ze škrobu , k odvápňování kotlů a teplosměnných zařízení tepelných elektráren . Používá se také jako tanin v kožedělném průmyslu.

Kyselina dusičná se používá při výrobě dusičnanu amonného , který se používá jako hnojivo a při výrobě výbušnin . Kromě toho se používá v procesech organické syntézy , v metalurgii, při flotaci rudy a při zpracování vyhořelého jaderného paliva.

Kyselina ortofosforečná je široce používána při výrobě minerálních hnojiv. Používá se při pájení jako tavidlo (na oxidovanou měď, na železný kov, na nerez). Obsaženo v inhibitorech koroze . Používá se také ve složení freonů v průmyslových mrazničkách jako pojivo.

Jako silná oxidační činidla se používají peroxokyseliny , kyseliny chloru, manganu, chrómu obsahující kyslík.

Literatura

Nekrasov B.V., Základy obecné chemie, 3. vyd., sv. 1-2. M., 1973;
Campbell J., Modern General Chemistry, přel. z angličtiny, díl 1-3, Moskva, 1975;
Bell R., Proton v chemii, přel. z angličtiny, M., 1977;
Hyun D., Anorganic Chemistry, přel. z angličtiny, M., 1987.

Viz také

Poznámky

↑ [dic.academic.ru/dic.nsf/enc_chemistry/2052/%D0%9A%D0%98%D0%A1%D0%9B%D0%9E%D0%A2%D0%AB Anorganické kyseliny / Chemická encyklopedie. — M.: Sovětská encyklopedie. Ed. I. L. Knunyants. 1988]
↑ Dolní index a je odvozen z angličtiny. kyselina - kyselina. Také se používá indikátor kyseliny pK 1 \u003d -lgK a (1).
↑ Rovnovážné procesy ve vodných roztocích elektrolytů / Korolkov D.V. Základy anorganické chemie . - M.: Osvícení, 1982. - 271 s. (str. 180)
↑ Glinka N. L. Obecná chemie / Edited by Cand. chem. Vědy Rabinovič V.A. - dvacáté druhé. - Leningrad: Chemie, 1982. - S. 42. - 720 s. — (Učebnice pro vysoké školy). — 70 000 výtisků.
↑ Anorganická chemie / B. D. Stepin, A. A. Tsvetkov; Ed. B. D. Stepina. - M .: Vyšší. škola, 1994. - S. 18-19

anorganické kyseliny

dusík (HN 3 )
bromovodík (HBr)
Wolfram (H 2 WO 4 )
isokyanát ( CHNO )
Hydroiontové (HI)
Hydrosilikon (H 2 SiF 6 )
Ortofosforečná (H 3 PO 4 )
fluor (HF)
Thiokyanatan vodíku (HNCS)
selen ( H2Se )
selen ( H2SeO4 ) _ _
Síra (H 2 SO 4 )
Sirovodík (H 2 S)
kyanovodíkový (HCN)
sůl (HCl)
Metaantimon (HSbO 3 )
Hydrogentetrachloraurát (HAuCl 4 )
Uhlí (H 2 CO 3 )
Chrome (H 2 CrO 4 )
Chlorný (HClO)
Chlorid (HClO 2 )
Chloritan (HClO 3 )
Chlor (HClO 4 )
Aqua regia (HNO 3 + 3 HCl)

viz také:

Binární sloučeniny vodíku
uhlovodíky