Содержание
Свойства
P4O10 очень активно взаимодействует с водой (H-форма поглощает воду даже со взрывом), образуя смеси фосфорных кислот, состав которых зависит от количества воды и других условий:
P 4 O 10 + 6 H 2 O → 4 H 3 P O 4 {\displaystyle {\mathsf {P_{4}O_{10}+6H_{2}O\rightarrow 4H_{3}PO_{4}}}}
При сильном нагревании распадается на:
P 4 O 10 → P 4 O 6 + 2 O 2 {\displaystyle {\mathsf {P_{4}O_{10}\rightarrow P_{4}O_{6}+2O_{2}}}}
Он также способен извлекать воду из других соединений, представляя собой сильное дегидратирующее средство:
4 H N O 3 + P 4 O 10 → 4 H P O 3 + 2 N 2 O 5 {\displaystyle {\mathsf {4HNO_{3}+P_{4}O_{10}\rightarrow 4HPO_{3}+2N_{2}O_{5}}}}4 H C l O 4 + P 4 O 10 → ( H P O 3 ) 4 + 2 C l 2 O 7 {\displaystyle {\mathsf {4HClO_{4}+P_{4}O_{10}\rightarrow (HPO_{3})_{4}+2Cl_{2}O_{7}}}}
Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:
P 4 O 10 + R C O N H 2 → P 4 O 9 ( O H ) 2 + R C N {\displaystyle {\mathsf {P_{4}O_{10}+RCONH_{2}\rightarrow P_{4}O_{9}(OH)_{2}+RCN}}}
Карбоновые кислоты переводит в соответствующие ангидриды:
P 4 O 10 + 12 R C O O H → 4 H 3 P O 4 + 6 ( R C O ) 2 O {\displaystyle {\mathsf {P_{4}O_{10}+12RCOOH\rightarrow 4H_{3}PO_{4}+6(RCO)_{2}O}}}
Оксид фосфора(V) также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P—О—P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH3 и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:
P 4 O 10 + 8 P C l 3 + O 2 → 12 P O C l 3 {\displaystyle {\mathsf {P_{4}O_{10}+8PCl_{3}+O_{2}\rightarrow 12POCl_{3}}}}
При сплавлении P4O10 с основными оксидами образует различные твёрдые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.
Неметаллы: общая характеристика
Неметаллы отличаются от металлов тем, что на внешнем энергетическом уровне они имеют большее количество электронов. Поэтому их окислительные свойства выражены сильнее, чем у металлов. Неметаллы характеризуются высокими значениями электроотрицательности и высокий восстановительный потенциал.
К неметаллам относятся химические элементы, которые находятся в газообразном, жидком или твердом агрегатном состоянии. Так, например, азот, кислород, фтор, хлор, водород – газы; йод, сера, фосфор – твердые; бром – жидкость (при комнатной температуре). Всего существует 22 неметалла.
Рис. 1. Неметаллы – газы, твердые, жидкости.
С увеличением заряда ядра атома наблюдается закономерность изменения свойств химических элементов от металлических к неметаллическим.
Водородные свойства неметаллов в основном являются летучими соединениями, которые в водных растворах имеют кислотный характер. Они имеют молекулярные структуры, а также ковалентную полярную связь. Некоторые, например, вода, аммиак или фтороводород образуют водородные связи. Соединения образуются при непосредственном взаимодействии неметаллов с водородом. Пример:
S+H2 =H2S (до 350 градусов равновесие смещено вправо)
Все водородные соединения имеют восстановительные свойства, причем их восстановительная сила возрастает справа налево по периоду и сверху вниз в группе. Так, сероводород сгорает при большом количестве кислорода:
2H2 S+3O3 =2SO2 +2H2 O+1158 кДж.
Окисление может идти по другому пути. Так, уже на воздухе водный раствор сероводорода мутнеет в результате образования серы:
H2 S+3O2 =2S+2H2O
Соединения неметаллов с кислородом, как правило, являются кислотными оксидами, которым соответствуют кислородосодержащие кислоты (оксокислоты). Структура оксидов типичных неметаллов молекулярная.
Чем выше степень окисления неметалла, тем сильнее соответствующая кислородосодержащая кислота. Так, хлор непосредственно не взаимодействует с кислородом, однако образует ряд оксокислот, которым соответствуют оксиды, ангидриды этих кислот.
Наиболее известны такие соли этих кислот, как хлорная известь CaOCl2 (смешанная соль хлорноватистой и хлороводородной кислот), бертолетова соль KClO3 (хлорат калия).
Азот в оксидах проявляет положительные степени окисления +1, +2, +3, +4, +5. Первые два оксида N2O и NO – несолеобразующие и являются газами. N2O3 (оксид азота III) – является ангидридом азотистой кислоты HNO2 . Оксид азота IV – бурый газ NO2 – газ, который хорошо растворяется в воде, образуя при этом две кислоты. Этот процесс можно выразить уравнением:
2NO2 +H2 O=HNO3 (азотная кислота)+HNO2 (азотистая кислота) – окислительно-восстановительная реакция диспропорционирования
Рис. 2. Азотистая кислота.
Ангидрид азотной кислоты N2O5 – белое кристаллическое вещество, которое легко растворяется в воде. Пример:
N2O5 +H2O=2HNO3
Соли азотной кислоты называются селитрами, они растворимы в воде. Соли калия, кальция, натрия используют для получения азотных удобрений.
Фосфор образует оксиды, проявляя степени окисления +3 и +5. Наиболее устойчивый оксид – фосфорный ангидрид P2O5 , образующий молекулярную решетку, в узлах которой находятся димеры P4O10 . Соли ортофосфорной кислоты применяются в качестве фосфорных удобрений, например, аммофос NH4 H2 PO4 (дигидрофосфат аммония).
Что мы узнали?
В школьной программе по химии (8-9 класс) большое внимание уделяется изучению общих свойств неметаллов. В данной статье изучается информация, чем отличаются металлы от неметаллов, и какими особенностями они обладают. Также приведена таблица химических свойств неметалов.
Оценка доклада
Взаимодействие с водой
Многие неметаллы взаимодействуют с водой с образованием оксидов (и/или других соединений). Реакции идут при сильном нагревании.
С + H2O → CO + H2
6B + 6H2O → 2H3B3O3(бороксин)+ 3H2
4P + 10H2O → 2P2O5 + 5H2
3S + 2H2O → 2H2S + SO2
Галогены при взаимодействии с водой диспропорционируют (образуют из соединения с одной степенью окисления соединения с различными степенями окисления)- кроме F2. Реакции идут при комнатной температуре.
Cl2 + H2O → HCl + HClO
Br2 + H2O → HBr + HBrO
2F2+ 2H2O → 4HF + O2
Взаимодействие с неметаллами
Взаимодействие с кислородом.
Большинство неметаллов (кроме галагенов, благородных газов) взаимодействуют с кислородом с образованием оксидов, а при определенных условиях (температура, давление, катализаторы) – высших оксидов.
N2 + O2 → 2NO (реакция идет при температуре 2000°C или в электрической дуге)
С + O2 → СO2
4B + 3O2 → 2B2O3
S + O2 → SO2
Взаимодействие с фтором
Большинство неметаллов (кроме N2, С (алмаз), некоторые благородные газы) взаимодействуют с фтором с образованием фторидов.
O2 +2F2 → 2OF2 (при пропускание электрического тока)
C + 2F2 → CF4 (при температуре 900°C)
S +3F2 → SF6
2.3 Взаимодействие с галогенами (Cl2, Br2)
C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов), образует соответствующие галогениды (хлориды и бромиды).
2S + Cl2 → S2Cl2
2S + Br2 → S2Br2
2P + 5Cl2 → 2PCl5 (сжигание в атмосфере хлора)
Cl2 + Br2 → 2BrCl
Cl2 + I2 → 2ICl (нагрев до 45°C))
Br2+ I2→ 2IBr
Взаимодействие с оксидами
Углерод и кремний восстанавливают металлы и неметаллы из их оксидов. Реакции идут при нагревании.
SiO2+C=CO2+Si
MnO2 + Si → Mn + SiO2.
Взаимодействие со щелочами
Большинство неметаллов (кромеF2, Si) диспропорционируют при взаимодействии со щелочами. Благородные газы, O2, N2 и некоторые другие металлы не взаимодействуют со щелочами
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + H2O (при нагревании)
3S + 6NaOH → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O (присплавлении)
P + NaOH → Na3PO3 + PH3
Si +2NaOH+ H2O → Na2SiO3 + 2H2
4F2 + 6NaOH → OF2 + 6NaF + 3H2O + O2
Взаимодействие с кислотами-окислителями
Все неметаллы (кроме галогенов, благородных газов, N2, O2, Si) взаимодействуют с кислотами – окислителями с образованием соответсвующей кислородсодержащей кислоты (или оксида).
C + 2 H2SO4→ CO2 + 2SO2 +2H2O
B + 3HNO3 → H3BO3 + 3NO2
S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
Взаимодействие с солями
Более электроотрицательный галоген вытесняет менее электроотрицательный реагент из его соли или водородного соединения
2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2
Химические свойства неоксидных бинарных соединений различно. Большинство из них (кроме галогенидов) при взаимодействии с кислородом образуют два оксида (в случае аммиака необходимо использовать катализаторы).
Химические свойства основных оксидов
Взаимодействие с водой
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием растворимых (малорастворимых) соединений – щелочи
Na2O + H2O → 2NaOH
Взаимодействие с оксидами
Основные оксиды взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.
Na2O + SO3 → Na2SO4
CaO + Al2O3→ CaAl2O4 (сплавление)
Взаимодействие с кислотами
Основные оксиды взаимодействуют с кислотами
CaO + 2HCl→ CaCl2 + H2O
FeO + 2HCl→ FeCl2 + H2O
Окислительно – восстановительные реакции
Основные оксиды элементов с переменной степенью окисления могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях
FeO + 4HNO3→Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O
2MnO + O2 → 2MnO2
Химические свойства амфотерных оксидов
Взаимодействие с оксидами
Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными, кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.
Na2O + Al2O3→ 2NaAlO2
3SO3+ Al2O3→ 2Al2(SO4)3
ZnO + Al2O3→ ZnAl2O4 (сплавление)
Взаимодействие с кислотами и основаниями
Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями и кислотами
6HCl + Al2O3→ 2AlCl3 + 3H2O
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (при нагревании)
Взаимодействие с солями
Малолетучие амфотерные оксиды вытесняют более летучие кислые оксиды из их солей
Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2
Окислительно – восстановительные реакции
Амфотерные оксиды элементов с переменной степенью окисления могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях.
MnO2 + 4HCl→ MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Химические свойства кислотных оксидов
Свойства и классификация неорганических кислот
Формы существования и агрегатное состояние
Большинство неорганических кислот при обычных условиях существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (ортофосфорная, борная, вольфрамовая, поликремниевые (гидраты SiO2) и др.). Кислотами также являются водные растворы некоторых газообразных соединений (галогеноводородов, сероводорода H2S, диоксида азота NO2, диоксида углерода CO2 и др.). Некоторые кислоты (например, угольную Н2СО3, сернистую Н2SO3, хлорноватистую HClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений, они существуют только в растворе.
По химическому составу различают бескислородные кислоты (HCl, H2S, HF, HCN) и кислородсодержащие (оксокислоты)(H2SO4, H3PO4). Состав бескислородных кислот можно описать формулой: HnХ, где Х — химический элемент образующий кислоту (галоген, халькоген) или бескислородный радикал: например, бромоводородная HBr, циановодородная HCN, азидоводородная HN3 кислоты. В свою очередь, все кислородсодержащие кислоты имеют состав, который можно выразить формулой: НnXОm, где X — химический элемент, образующий кислоту.
Таутомерные формы родановодородной кислоты
Таутомерные формы фосфористой кислоты
Атомы водорода в кислородсодержащих кислотах чаще всего связаны с кислородом полярной ковалентной связью. Известны кислоты с несколькими (чаще двумя) таутомерными или изомерными формами, которые различаются положением атома водорода:
Отдельные классы неорганических кислот образуют соединения, в которых атомы кислотообразующего элемента образуют молекулярные гомо- и гетерогенные цепные структуры. Изополикислоты — это кислоты, в которых атомы кислотообразующего элемента связаны через атом кислорода (кислородный мостик). Примерами выступают полисерные H2S2O7 и H2S3O10 и полихромовые кислоты H2Cr2O7 и H2Cr3O10. Кислоты с несколькими атомами разных кислотообразующих элементов, соединенных через атом кислорода, называются гетерополикислотами. Существуют кислоты, молекулярная структура которых образована цепочкой одинаковых кислотообразующих атомов, например в политионовых кислотах H2SnO6 или в сульфанах H2Sn, где n≥2.
Отдельно выделяют пероксокислоты — кислоты, содержащие пероксогруппы , например пероксомоносерная H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты. Тиокислотами называют кислоты, содержащие вместо атомов кислорода атомы серы, например тиосерная кислота H2SO3S. Существуют и комплексные кислоты, например: H2, H, H4 и др.
Равновесные процессы в водных растворах
См. также: Теории кислот и оснований
Химические свойства кислот определяются способностью их молекул диссоциировать в водной среде с образованием гидратированных ионов H+ и анионов кислотных остатков А–:
H A + H 2 O ⇄ H 3 O + + A − {\displaystyle {\mathsf {HA+H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}+A^{-}}}}H A → H + + A − {\displaystyle {\mathsf {HA\rightarrow H^{+}+A^{-}}}}
(упрощённая запись)
В зависимости от значения константы химического равновесия, также называемой константой кислотности Ka, выделяют сильные и слабые кислоты:
H C l → H + + C l − K a 10 7 {\displaystyle {\mathsf {HCl\rightarrow H^{+}+Cl^{-}\ \ K_{a}~10^{7}}}}H N O 2 → H + + N O 2 − K a 10 − 5 {\displaystyle {\mathsf {HNO_{2}\rightarrow H^{+}+NO_{2}^{-}\ \ K_{a}~10^{-5}}}}
Из числа распространённых кислот к сильным относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная. Азотистая HNO2, угольная H2CO3 (CO2·H2O), фтороводородная HF – примеры слабых кислот. Также используется более детальная классификация по значению Ka на очень слабые (≤10−7), слабые (~10−2), средней силы (~10−1), сильные (~103), очень сильные (≥108).
Для неорганических кислородсодержащих кислот вида HnXOm известно эмпирическое правило, по которому значение первой константы связано со значением (m – n). При (m – n) = 0 кислота очень слабая, при 1 — слабая, при 2 — сильная, и, наконец, при 3 — кислота очень сильная:
Кислота | Значение (m – n) |
Ka |
---|---|---|
HClO | 0 | 10−8 |
H3AsO3 | 0 | 10−10 |
Н2SО3 | 1 | 10−2 |
Н3РО4 | 1 | 10−2 |
HNO3 | 2 | 101 |
H2SO4 | 2 | 103 |
HClO4 | 3 | 1010 |
Данная закономерность обусловлена усилением поляризации связи Н-О вследствие сдвига электронной плотности от связи к электроотрицательному атому кислорода по подвижным π-связям Э=O и делокализацией электронной плотности в анионе.
Неорганические кислоты обладают свойствами, общими для всех кислот, среди которых: окрашивание индикаторов, растворение активных металлов с выделением водорода (кроме HNO3), способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:
2 H C l + M g → M g C l 2 + H 2 {\displaystyle {\mathsf {2HCl+Mg\rightarrow MgCl_{2}+H_{2}\uparrow }}}H N O 3 + N a O H → N a N O 3 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {HNO_{3}+NaOH\rightarrow NaNO_{3}+H_{2}O}}}
2 H C l + C a O → C a C l 2 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2HCl+CaO\rightarrow CaCl_{2}+H_{2}O}}}
Число атомов водорода, отщепляемых от молекулы кислоты и способных замещаться на металл с образованием соли, называется основностью кислоты. Кислоты можно разделить на одно-, двух- и трехосновные. Кислоты с более высокой основностью неизвестны.
Одноосновными являются многие неорганические кислоты: галогеноводородные вида HHal, азотная HNO3, хлорная HClO4, роданистоводородная HSCN и др. Серная H2SO4, хромовая H2CrO4, сероводородная H2S служат примерами двухосновных кислот и т. д.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя константа кислотности, причем всегда каждая последующая Кa меньше предыдущей ориентировочно на пять порядков. Ниже показаны уравнения диссоциации трехосновной ортофосфорной кислоты:
H 3 P O 4 ⇄ H + + H 2 P O 4 − K a 1 = 7 ⋅ 10 − 3 {\displaystyle {\mathsf {H_{3}PO_{4}\rightleftarrows H^{+}+H_{2}PO_{4}^{-}\ \ K_{a1}=7\cdot 10^{-3}}}}
H 2 P O 4 − ⇄ H + + H P O 4 2 − K a 2 = 6 ⋅ 10 − 8 {\displaystyle {\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}\rightleftarrows H^{+}+HPO_{4}^{2-}\ \ K_{a2}=6\cdot 10^{-8}}}}
H P O 4 2 − ⇄ H + + P O 4 3 − K a 3 = 1 ⋅ 10 − 12 {\displaystyle {\mathsf {HPO_{4}^{2-}\rightleftarrows H^{+}+PO_{4}^{3-}\ \ K_{a3}=1\cdot 10^{-12}}}}
Основность определяет число рядов средних и кислых солей − производных кислоты.
К замещению способны только атомы водорода, входящие в состав гидроксигрупп −OH, поэтому, например, ортофосфорная кислота H3PO4 образует средние соли — фосфаты вида Na3PO4, и два ряда кислых − гидрофосфаты Na2HPO4 и дигидрофосфаты NaH2PO4. Тогда как, у фосфористой кислоты H2(HPO3) только два ряда − фосфиты и гидрофосфиты, а у фосфорноватистой кислоты H(H2PO2) − только ряд средних солей − гипофосфитов.
Исключение составляет борная кислота H3BO3, которая в водном растворе существует в виде одноосновного гидроксокомплекса:
H 3 B O 3 + 2 H 2 O ⇄ H 3 O + − {\displaystyle {\mathsf {H_{3}BO_{3}+2H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}^{-}}}}
Современные теории кислот и оснований значительно расширяют понятие кислотных свойств. Так, кислота Льюиса — вещество, молекулы или ионы которого способны принимать электронные пары, в том числе и не содержащие ионов водорода: например, катионы металлов (Ag+, Fe3+), ряд бинарных соединений (AlCl3, BF3, Al2O3, SO3, SiO2). Протонные кислоты рассматриваются теорией Льюиса как частный случай класса кислот.
Окислительно-восстановительные свойства
![]() |
Этот раздел не завершён. Вы поможете проекту, исправив и дополнив его. |
Все пероксокислоты и многие кислородсодержащие кислоты (азотная HNO3, серная H2SO4, марганцовая HMnO4, хромовая Н2CrO4, хлорноватистая HClO и др.) — сильные окислители. Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей; при том окислительные свойства сильно ослабевают при разбавлении кислот (например, свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты). Неорганические кислоты также всегда менее термически устойчивы, чем их соли. Указанные различия связаны с дестабилизирующим действием сильнополяризованного атома водорода в молекуле кислоты. Наиболее выразительно это проявляется в свойствах кислородсодержащих кислот-окислителей, например, хлорной и серной. Этим же объясняется невозможность существования вне раствора ряда кислот при относительной стабильности их солей. Исключение составляет азотная кислота и её соли, проявляющие сильно выраженные окислительные свойства вне зависимости от разбавления раствора. Такое поведение связано с особенностями строения молекулы HNO3.
Номенклатура
См. также: Химическая номенклатура
Номенклатура неорганических кислот прошла долгий путь развития и складывалась постепенно. Наряду с систематическими названиями кислот широко применяются традиционные и тривиальные. Некоторые распространённые кислоты могут в различных источниках иметь разные названия: например, водный раствор HCl может именоваться соляной, хлороводородной, хлористоводородной кислотой.
Традиционные русские названия кислот образованы прибавлением к названию элемента морфем -ная или -овая (хлорная, серная, азотная, марганцовая). Для разных кислородсодержащих кислот, образованных одним элементом, используется -истая для более низкой степени окисления (сернистая, азотистая). В ряде случаев для промежуточных степеней окисления дополнительно используются морфемы -новатая и -новатистая (см. ниже названия кислородсодержащих кислот хлора).
Традиционные названия некоторых неорганических кислот и их солей приведены в таблице:
Формула кислоты | Традиционное название | Тривиальное название | Название соли |
---|---|---|---|
H3AsO4 | Мышьяковая | Арсенаты | |
H3ВO3 | Борная | Бораты | |
Н2СО3 (CO2•H2O) | Угольная | Карбонаты | |
НCN | Циановодородная | Синильная | Цианиды |
Н2CrO4 | Хромовая | Хроматы | |
НМnO4 | Марганцовая | Перманганаты | |
HNO3 | Азотная | Нитраты | |
HNO2 | Азотистая | Нитриты | |
Н3РО4 | Ортофосфорная | Фосфорная | Ортофосфаты |
H2SO4 | Серная | Сульфаты | |
Н2SiO3 (SiO2•H2О) | Метакремниевая | Кремниевая | Метасиликаты |
H4SiO4 (SiO2•2H2O) | Ортокремниевая | Ортосиликаты | |
H2S | Сероводородная | Сульфиды | |
HF | Фтороводородная | Плавиковая | Фториды |
НCl | Хлороводородная | Соляная | Хлориды |
НВr | Бромоводородная | Бромиды | |
HI | Иодоводородная | Иодиды |
Для менее известных кислот, содержащих кислотообразующие элементы в переменных степенях окисления, обычно применяются систематические названия.
В систематических названиях кислот к корню латинского названия кислотообразующего элемента добавляют суффикс -ат, а названия остальных элементов или их групп в анионе приобретают соединительную гласную -о. В скобках указывают степень окисления кислотообразующего элемента, если она имеет целочисленное значение. В противном случае в название включают и число атомов водорода. Например (в скобках традиционные названия):
HClO4 — тетраоксохлорат(VII) водорода (хлорная кислота) HClO3 — триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота) HClO2 — диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота) HClO — оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота) H2Cr2O7 — гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота) H2S4O6 — гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота) Н2В4О6 — гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота) HAuCl4 — тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота) H — гексагидроксостибат(V) водорода
Ниже приведены корни латинских названий кислотообразующих элементов, не совпадающие с корнями русских названий тех же элементов: Ag — аргент(ат), As — арсен(ат), Аu — аур(ат), Cu — купр(ат), Fe — ферр(ат), Hg — меркур(ат), Pb — плюмб(ат), Sb — стиб(ат), Si — силик(ат), Sn — станн(ат), S — сульф(ат).
В формулах тиокислот, образованных из оксикислот замещением атомов кислорода на атомы серы, последние помещают в конце: H3PO3S — тиофосфорная кислота, H2SO3S — тиосерная кислота.
Общие методы получения кислот
Существует множество методов получения кислот, в т. ч. общих, среди которых в промышленной и лабораторной практике можно выделить следующие:
- Взаимодействие кислотных оксидов (ангидридов) с водой, например:
P 2 O 5 + 3 H 2 O → 2 H 3 P O 4 {\displaystyle {\mathsf {P_{2}O_{5}+3H_{2}O\rightarrow 2H_{3}PO_{4}}}}2 C r O 3 + H 2 O → H 2 C r 2 O 7 {\displaystyle {\mathsf {2CrO_{3}+H_{2}O\rightarrow H_{2}Cr_{2}O_{7}}}}
- Вытеснение более летучей кислоты из её соли менее летучей кислотой, например:
C a F 2 + H 2 S O 4 → C a S O 4 + 2 H F {\displaystyle {\mathsf {CaF_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow CaSO_{4}+2HF\uparrow }}}K N O 3 + H 2 S O 4 → K H S O 4 + H N O 3 {\displaystyle {\mathsf {KNO_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow KHSO_{4}+HNO_{3}\uparrow }}}
- Гидролиз галогенидов или солей, например:
P C l 5 + 4 H 2 O → H 3 P O 4 + 5 H C l {\displaystyle {\mathsf {PCl_{5}+4H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{4}+5HCl}}}A l 2 S e 3 + 6 H 2 O → 2 A l ( O H ) 3 + 3 H 2 S e {\displaystyle {\mathsf {Al_{2}Se_{3}+6H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}+3H_{2}Se}}}
- Синтез бескислородных кислот из простых веществ
H 2 + C l 2 → 2 H C l {\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}}
- Реакции ионного обмена на поверхности ионообменных смол: хемосорбция катионов растворенных солей и замена их на Н+.
Минеральные кислоты широко применяют в металло- и деревообработке, текстильной, лакокрасочной, нефтегазовой и других отраслях промышленности и в научных исследованиях. К числу веществ, производимых в наибольшем объёме, относятся серная, азотная, фосфорная, соляная кислоты. Суммарное годовое производство в мире этих кислот исчисляется сотнями миллионов тонн в год.
В металлообработке они часто используются для травления железа и стали и в качестве очищающих агентов перед сваркой, металлизацией, окраской или гальванической обработкой.
Серная кислота, метко названная Д. И. Менделеевым «хлебом промышленности», применяется в производстве минеральных удобрений, для получения других минеральных кислот и солей, в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ, в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной, пищевой и др. отраслях промышленности, в промышленном органическом синтезе и т. п.
Соляная кислота применяется для кислотной обработки, очищения руд олова и тантала, для производства патоки из крахмала, для удаления накипи с котлов и теплообменного оборудования ТЭЦ. Она также используется в качестве дубильного вещества в кожевенной промышленности.
Азотная кислота применяется при получении аммонийной селитры, использующейся в качестве удобрения и в производстве взрывчатых веществ. Кроме того, она применяется в процессах органического синтеза, в металлургии, при флотации руды и для переработки отработанного ядерного топлива.
Ортофосфорную кислоту широко используют при производстве минеральных удобрений. Она используется при пайке в качестве флюса (по окисленой меди, по чёрному металлу, по нержавеющей стали). Входит в состав ингибиторов коррозии. Также применяется в составе фреонов в промышленных морозильных установках как связующее вещество.
Пероксокислоты, кислородсодержащие кислоты хлора, марганца, хрома находят применение как сильные окислители.
- Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., т. 1—2. М., 1973;
- Кемпбел Дж., Современная общая химия, пер. с англ., т. 1—3, М., 1975;
- Белл Р., Протон в химии, пер. с англ., М., 1977;
- Хьюн Д., Неорганическая химия, пер. с англ., М., 1987.
> См. также
- Кислота
- Царская водка