Типы кислот. Кислоты: классификация и химические свойства

Называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты.

По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - азотная HNO 3 , серная H 2 SO 4 , и соляная HCl .

По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты ( HNO 3 , H 3 PO 4 и т.п.) и бескислородные кислоты ( HCl , H 2 S , HCN и т.п.).

По основности , т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, кислоты подразделяются на одноосновные (например, HNO 3 , HCl ), двухосновные (H 2 S , H 2 SO 4 ), трехосновные (H 3 PO 4 ) и т. д.

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания -водородная: HCl - хлороводородная кислота, H 2 S е - селеноводородная кислота, HCN - циановодородная кислота.

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления , оканчивается на «ная» или «овая», например, H 2 SO 4 - серная кислота, HClO 4 - хлорная кислота, H 3 AsO 4 - мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «оватая» ( HClO 3 - хлорноватая кислота), «истая» ( HClO 2 - хлористая кислота), «оватистая» ( H О Cl - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, получает окончание «истая» ( HNO 3 - азотная кислота, HNO 2 - азотистая кислота).

Таблица - Важнейшие кислоты и их соли

Кислота		Названия соответствующих нормальных солей
Название	Формула
Азотная	HNO 3	Нитраты
Азотистая	HNO 2	Нитриты
Борная (ортоборная)	H 3 BO 3	Бораты (ортобораты)
Бромоводородная		Бромиды
Иодоводородная		Иодиды
Кремниевая	H 2 SiO 3	Силикаты
Марганцовая	HMnO 4	Перманганаты
Метафосфорная	HPO 3	Метафосфаты
Мышьяковая	H 3 AsO 4	Арсенаты
Мышьяковистая	H 3 AsO 3	Арсениты
Ортофосфорная	H 3 PO 4	Ортофосфаты (фосфаты)
Дифосфорная (пирофосфорная)	H 4 P 2 O 7	Дифосфаты (пирофосфаты)
Дихромовая	H 2 Cr 2 O 7	Дихроматы
Серная	H 2 SO 4	Сульфаты
Сернистая	H 2 SO 3	Сульфиты
Угольная	H 2 CO 3	Карбонаты
Фосфористая	H 3 PO 3	Фосфиты
Фтороводородная (плавиковая)		Фториды
Хлороводородная (соляная)		Хлориды
Хлорная	HClO 4	Перхлораты
Хлорноватая	HClO 3	Хлораты
Хлорноватистая	HClO	Гипохлориты
Хромовая	H 2 CrO 4	Хроматы
Циановодородная (синильная)		Цианиды

Получение кислот

1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при непосредственном соединении кислотных оксидов с водой:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 ,

P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3 .

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4 ,

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO .

Химические свойства кислот

1. Наиболее характерное химическое свойство кислот - их способность реагировать с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например:

H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,

2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O .

2. Способность взаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с выделением водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ,

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 .

3. С солями, если образуется малорастворимая соль или летучее вещество:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ,

2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2 + 2H 2 O.

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем легкость диссоциации по каждой из ступеней падает, поэтому для многоосновных кислот вместо средних солей часто образуются кислые (в случае избытка реагирующей кислоты):

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S ,

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.

4. Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски, что издавна используется для качественного обнаружения кислот в растворах. Так, лакмус изменяет цвет в кислой среде на красный.

5. При нагревании кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксид и воду (лучше в присутствии водоотнимающего P 2 O 5 ):

H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3 ,

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2 .

М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

Названия некоторых неорганических кислот и солей

>

Формулы кислот	Названия кислот	Названия соответствующих солей
HClO 4	хлорная	перхлораты
HClO 3	хлорноватая	хлораты
HClO 2	хлористая	хлориты
HClO	хлорноватистая	гипохлориты
H 5 IO 6	иодная	периодаты
HIO 3	иодноватая	иодаты
H 2 SO 4	серная	сульфаты
H 2 SO 3	сернистая	сульфиты
H 2 S 2 O 3	тиосерная	тиосульфаты
H 2 S 4 O 6	тетратионовая	тетратионаты
H NO 3	азотная	нитраты
H NO 2	азотистая	нитриты
H 3 PO 4	ортофосфорная	ортофосфаты
H PO 3	метафосфорная	метафосфаты
H 3 PO 3	фосфористая	фосфиты
H 3 PO 2	фосфорноватистая	гипофосфиты
H 2 CO 3	угольная	карбонаты
H 2 SiO 3	кремниевая	силикаты
HMnO 4	марганцовая	перманганаты
H 2 MnO 4	марганцовистая	манганаты
H 2 CrO 4	хромовая	хроматы
H 2 Cr 2 O 7	дихромовая	дихроматы
HF	фтороводородная (плавиковая)	фториды
HCl	хлороводородная (соляная)	хлориды
HBr	бромоводородная	бромиды
HI	иодоводородная	иодиды
H 2 S	сероводородная	сульфиды
HCN	циановодородная	цианиды
HOCN	циановая	цианаты

Напомню кратко на конкретных примерах, как следует правильно называть соли.

Пример 1 . Соль K 2 SO 4 образована остатком серной кислоты (SO 4) и металлом К. Соли серной кислоты называются сульфатами. K 2 SO 4 - сульфат калия.

Пример 2 . FeCl 3 - в состав соли входит железо и остаток соляной кислоты (Cl). Название соли: хлорид железа (III). Обратите внимание: в данном случае мы не только должны назвать металл, но и указать его валентность (III). В прошлом примере в этом не было необходимости, т. к. валентность натрия постоянна.

Важно: в названии соли следует указывать валентность металла только в том случае, если данный металл имеет переменную валентность!

Пример 3 . Ba(ClO) 2 - в состав соли входит барий и остаток хлорноватистой кислоты (ClO). Название соли: гипохлорит бария. Валентность металла Ва во всех его соединениях равна двум, указывать ее не нужно.

Пример 4 . (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Группа NH 4 называется аммоний, валентность этой группы постоянна. Название соли: дихромат (бихромат) аммония.

В приведенных выше примерах нам встретились только т. н. средние или нормальные соли. Кислые, основные, двойные и комплексные соли, соли органических кислот здесь обсуждаться не будут.

Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.

По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H 2 SO 4 серная кислота, H 2 SO 3 сернистая кислота, HNO 3 азотная кислота, H 3 PO 4 фосфорная кислота, H 2 CO 3 угольная кислота, H 2 SiO 3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H 2 S сероводородная кислота).

В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO 3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H 2 SO 4 – двухосновная и т.д.

Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.

Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.

Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – это сложные остатки.

В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H 2 SO 4 – серная; H 2 SO 3 – угольная; H 2 SiO 3 – кремниевая и т.д.

Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO 3 – азотная, HNO 2 – азотистая.

Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Растворы полученных газообразных веществ HCl и H 2 S и являются кислотами.

При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.

Химические свойства кислот

Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.

Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах - они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.

Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):

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

Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:

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

Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:

1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;

2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H +).

При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

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

Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

>

2) Основность кислоты

>

Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H + , а также замещаться на атомы металла:

4) Растворимость

5) Устойчивость

7) Окисляющие свойства

>

Химические свойства кислот

>

1. Способность к диссоциации

>

Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:

либо в таком виде: HCl = H + + Cl —

либо в таком: HCl → H + + Cl —

По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.

В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать в уравнении вместо знака две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H + :

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 — H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H 3 PO 4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H 2 PO 4 — , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO 4 2- . Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H + .

Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:

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

2. Взаимодействие кислот с металлами

>

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H 2 SO 4(конц.) и HNO 3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

H 2 SO 4(разб.) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 , то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

>

Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:

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

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

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

>

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

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

5. Взаимодействие кислот с солями

>

Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:

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

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

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

>

Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO 3 и концентрированной H 2 SO 4 без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.

Высокая окислительная способность концентрированной серной и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

>

Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:

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

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

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

Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H 2 S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы.

Кислоты - электролиты, при диссоциации которых из положительных ионов образуются только ионы H + :

HNO 3 ↔ H + + NO 3 — ;

CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .

Все кислоты классифицируют на неорганические и органические (карбоновые), которые также имеют свои собственные (внутренние) классификации.

При нормальных условияхзначительное количество неорганических кислот существуют в жидком состоянии, некоторые - в твёрдом состоянии (H 3 PO 4 , H 3 BO 3).

Органические кислоты с числом атомов углерода до 3 представляют собой легкоподвижные бесцветные жидкости с характерным резким запахом; кислоты с 4-9 атомами углерода — маслянистые жидкости с неприятным запахом, а кислоты с большим количеством атомов углерода— твёрдые вещества, нерастворимые в воде.

Химические формулы кислот

>

Химические формулы кислот рассмотрим на примере нескольких представителей (как неорганических, так и органических): хлороводородной кислоте -HCl, серной кислоте - H 2 SO 4 , фосфорной кислоте — H 3 PO 4 , уксусной кислоте - CH 3 COOH и бензойной кислоте - C 6 H 5 COOH. Химическая формула показывает качественный и количественный состав молекулы (сколько и каких атомов входит в конкретное соединение) По химической формуле можно вычислить молекулярную массу кислот (Ar(H) = 1 а.е.м., Ar(Cl) = 35,5 а.е.м., Ar(P) = 31 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м., Ar(S) = 32 а.е.м., Ar(C) = 12 а.е.м.):

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Mr(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);

Mr(H 2 SO 4) = 2×1 + 32 + 4×16 = 2 + 32 + 64 = 98.

Mr(H 3 PO 4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);

Mr(H 3 PO 4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.

Mr(CH 3 COOH) = 3×Ar(С) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(CH 3 COOH) = 3×12 + 4×1 + 2×16 = 36 + 4 + 32 = 72.

Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×12 + 6×1 + 2×16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Структурные (графические) формулы кислот

>

Структурная (графическая) формула вещества является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы. Укажем структурные формулы каждого из вышеуказанных соединений:

Рис. 1. Структурная формула хлороводородной кислоты.

Рис. 2. Структурная формула серной кислоты.

Рис. 3. Структурная формула фосфорной кислоты.

Рис. 4. Структурная формула уксусной кислоты.

Рис. 5. Структурная формула бензойной кислоты.

Ионные формулы

>

Все неорганические кислоты являются электролитами, т.е. способны диссоциировать в водном растворе на ионы:

HCl ↔ H + + Cl — ;

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2- ;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .

Примеры решения задач

>

ПРИМЕР 1

Задание	При полном сгорании 6 г органического вещества образовалось 8,8 г оксида углерода (IV) и 3,6 г воды. Определите молекулярную формулу сожженного вещества, если известно, что его молярная масса равна 180 г/моль.
Решение	Составим схему реакции сгорания органического соединения обозначив количество атомов углерода, водорода и кислорода за «x», «у»и «z» соответственно: C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Определим массы элементов, входящих в состав этого вещества. Значения относительных атомных масс, взятые из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел: Ar(C) = 12 а.е.м., Ar(H) = 1 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H); Рассчитаем молярные массы углекислого газа и воды. Как известно, молярная масса молекулы равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы (M = Mr): M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 г/моль; M(H 2 O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 г/моль. m(C) = ×12 = 2,4 г; m(H) = 2×3,6 / 18 ×1= 0,4 г. m(O) = m(C x H y O z) - m(C) - m(H) = 6 - 2,4 - 0,4 = 3,2 г. Определим химическую формулу соединения: x:y:z = m(C)/Ar(C) : m(H)/Ar(H) : m(O)/Ar(O); x:y:z= 2,4/12:0,4/1:3,2/16; x:y:z= 0,2: 0,4: 0,2 = 1: 2: 1. Значит простейшая формула соединения CH 2 Oи молярную массу 30 г/моль . Чтобы найти истинную формулу органического соединения найдем отношение истинной и полученной молярных масс: M substance / M(CH 2 O) = 180 / 30 = 6. Значит индексы атомов углерода, водорода и кислорода должны быть в 6 раз выше, т.е. формула вещества будет иметь вид C 6 H 12 O 6 . Это глюкоза или фруктоза.
Ответ	C 6 H 12 O 6

ПРИМЕР 2

Задание	Выведите простейшую формулу соединения, в котором массовая доля фосфора составляет 43,66%, а массовая доля кислорода - 56,34%.
Решение	Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле: ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Обозначим число атомов фосфора в молекуле через «х», а число атомов кислорода через «у» Найдем соответствующие относительные атомные массы элементов фосфора и кислорода (значения относительных атомных масс, взятые из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел). Ar(P) = 31; Ar(O) = 16. Процентное содержание элементов разделим на соответствующие относительные атомные массы. Таким образом мы найдем соотношения между числом атомов в молекуле соединения: x:y = ω(P)/Ar(P) : ω (O)/Ar(O); x:y = 43,66/31: 56,34/16; x:y: = 1,4: 3,5 = 1: 2,5 = 2: 5. Значит простейшая формула соединения фосфора и кислорода имеет вид P 2 O 5 . Это оксид фосфора (V).
Ответ	P 2 O 5