Ácidos são compostos químicos capazes de doar um íon hidrogênio eletricamente carregado (cátion) e também aceitar dois elétrons interagindo, resultando na formação de uma ligação covalente.

Neste artigo veremos os principais ácidos estudados nas séries intermediárias das escolas secundárias e também aprenderemos muitos fatos interessantes sobre uma grande variedade de ácidos. Vamos começar.

Ácidos: tipos

Na química, existem muitos ácidos diferentes que possuem propriedades muito diferentes. Os químicos distinguem os ácidos pelo seu conteúdo de oxigênio, volatilidade, solubilidade em água, força, estabilidade e se pertencem à classe orgânica ou inorgânica de compostos químicos. Neste artigo veremos uma tabela que apresenta os ácidos mais famosos. A tabela irá ajudá-lo a lembrar o nome do ácido e sua fórmula química.

Então, tudo está claramente visível. Esta tabela apresenta os ácidos mais famosos da indústria química. A tabela o ajudará a lembrar nomes e fórmulas com muito mais rapidez.

Ácido sulfureto de hidrogênio

H 2 S é ácido hidrossulfeto. Sua peculiaridade reside no fato de também ser um gás. O sulfeto de hidrogênio é pouco solúvel em água e também interage com muitos metais. O ácido sulfídrico pertence ao grupo dos “ácidos fracos”, exemplos dos quais consideraremos neste artigo.

O H 2 S tem um sabor levemente adocicado e também um cheiro muito forte de ovo podre. Na natureza, pode ser encontrado em gases naturais ou vulcânicos e também é liberado durante a decomposição de proteínas.

As propriedades dos ácidos são muito diversas, mesmo que um ácido seja indispensável na indústria, pode ser muito prejudicial à saúde humana. Este ácido é muito tóxico para os humanos. Quando uma pequena quantidade de sulfeto de hidrogênio é inalada, a pessoa sente dor de cabeça, náusea intensa e tontura. Se uma pessoa inalar uma grande quantidade de H 2 S, isso pode causar convulsões, coma ou até morte instantânea.

Ácido sulfúrico

H 2 SO 4 é um ácido sulfúrico forte, ao qual as crianças são apresentadas nas aulas de química da 8ª série. Ácidos químicos como o ácido sulfúrico são agentes oxidantes muito fortes. O H 2 SO 4 atua como agente oxidante em muitos metais, bem como em óxidos básicos.

O H 2 SO 4 causa queimaduras químicas quando entra em contato com a pele ou roupas, mas não é tão tóxico quanto o sulfeto de hidrogênio.

Ácido nítrico

Os ácidos fortes são muito importantes em nosso mundo. Exemplos de tais ácidos: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 é um ácido nítrico bem conhecido. Encontrou ampla aplicação na indústria e também na agricultura. É utilizado na fabricação de diversos fertilizantes, na joalheria, na impressão de fotografias, na produção de medicamentos e tinturas, bem como na indústria militar.

Ácidos químicos como o ácido nítrico são muito prejudiciais ao corpo. Os vapores de HNO 3 deixam úlceras, causam inflamação aguda e irritação do trato respiratório.

Ácido nitroso

O ácido nitroso é frequentemente confundido com o ácido nítrico, mas há uma diferença entre eles. O fato é que é muito mais fraco que o nitrogênio, tem propriedades e efeitos completamente diferentes no corpo humano.

O HNO 2 encontrou ampla aplicação na indústria química.

Acido hidrosulfurico

O ácido fluorídrico (ou fluoreto de hidrogênio) é uma solução de H 2 O com HF. A fórmula do ácido é HF. O ácido fluorídrico é muito utilizado na indústria do alumínio. É usado para dissolver silicatos, gravar silício e vidro de silicato.

O fluoreto de hidrogênio é muito prejudicial ao corpo humano e, dependendo da sua concentração, pode ser um narcótico leve. Se entrar em contato com a pele, a princípio não há alterações, mas depois de alguns minutos pode aparecer uma dor aguda e uma queimadura química. O ácido fluorídrico é muito prejudicial ao meio ambiente.

Ácido clorídrico

HCl é cloreto de hidrogênio e é um ácido forte. O cloreto de hidrogênio mantém as propriedades dos ácidos pertencentes ao grupo dos ácidos fortes. O ácido é transparente e de aparência incolor, mas fumega no ar. O cloreto de hidrogênio é amplamente utilizado nas indústrias metalúrgica e alimentícia.

Este ácido causa queimaduras químicas, mas entrar em contato com os olhos é especialmente perigoso.

Ácido fosfórico

O ácido fosfórico (H 3 PO 4) é um ácido fraco em suas propriedades. Mas mesmo os ácidos fracos podem ter as propriedades dos fortes. Por exemplo, H 3 PO 4 é usado na indústria para restaurar a ferrugem do ferro. Além disso, o ácido fosfórico (ou ortofosfórico) é amplamente utilizado na agricultura - muitos fertilizantes diferentes são feitos a partir dele.

As propriedades dos ácidos são muito semelhantes - quase cada um deles é muito prejudicial ao corpo humano, o H 3 PO 4 não é exceção. Por exemplo, esse ácido também causa queimaduras químicas graves, sangramento nasal e lascas de dentes.

Ácido carbónico

H 2 CO 3 é um ácido fraco. É obtido pela dissolução de CO 2 (dióxido de carbono) em H 2 O (água). O ácido carbônico é usado em biologia e bioquímica.

Densidade de vários ácidos

A densidade dos ácidos ocupa um lugar importante nas partes teórica e prática da química. Conhecendo a densidade, você pode determinar a concentração de um determinado ácido, resolver problemas de cálculo químico e adicionar a quantidade correta de ácido para completar a reação. A densidade de qualquer ácido muda dependendo da concentração. Por exemplo, quanto maior for a percentagem de concentração, maior será a densidade.

Propriedades gerais dos ácidos

Absolutamente todos os ácidos são (ou seja, consistem em vários elementos da tabela periódica) e incluem necessariamente H (hidrogênio) em sua composição. A seguir veremos quais são comuns:

1. Todos os ácidos contendo oxigênio (em cuja fórmula O está presente) formam água quando se decompõem, e também os ácidos livres de oxigênio se decompõem em substâncias simples (por exemplo, 2HF se decompõe em F 2 e H 2).
2. Os ácidos oxidantes reagem com todos os metais na série de atividade metálica (apenas aqueles localizados à esquerda de H).
3. Eles interagem com vários sais, mas apenas com aqueles que foram formados por um ácido ainda mais fraco.

Os ácidos diferem acentuadamente uns dos outros em suas propriedades físicas. Afinal, eles podem ter cheiro ou não, e também estar em diversos estados físicos: líquidos, gasosos e até sólidos. Os ácidos sólidos são muito interessantes de estudar. Exemplos de tais ácidos: C 2 H 2 0 4 e H 3 BO 3.

Concentração

A concentração é um valor que determina a composição quantitativa de qualquer solução. Por exemplo, os químicos muitas vezes precisam determinar quanto ácido sulfúrico puro está presente no ácido diluído H 2 SO 4. Para fazer isso, eles colocam uma pequena quantidade de ácido diluído em um copo medidor, pesam e determinam a concentração usando um gráfico de densidade. A concentração de ácidos está intimamente relacionada à densidade, muitas vezes, ao determinar a concentração, surgem problemas de cálculo onde é necessário determinar a porcentagem de ácido puro em uma solução.

Classificação de todos os ácidos de acordo com o número de átomos de H em sua fórmula química

Uma das classificações mais populares é a divisão de todos os ácidos em ácidos monobásicos, dibásicos e, consequentemente, tribásicos. Exemplos de ácidos monobásicos: HNO 3 (nítrico), HCl (clorídrico), HF (fluorídrico) e outros. Esses ácidos são chamados de monobásicos, pois contêm apenas um átomo de H. Existem muitos desses ácidos, é impossível lembrar de absolutamente todos eles. Basta lembrar que os ácidos também são classificados de acordo com o número de átomos de H em sua composição. Os ácidos dibásicos são definidos de forma semelhante. Exemplos: H 2 SO 4 (sulfúrico), H 2 S (sulfeto de hidrogênio), H 2 CO 3 (carvão) e outros. Tribásico: H 3 PO 4 (fosfórico).

Classificação básica de ácidos

Uma das classificações mais populares de ácidos é a sua divisão em contendo oxigênio e sem oxigênio. Como lembrar, sem conhecer a fórmula química de uma substância, que ela é um ácido contendo oxigênio?

Todos os ácidos livres de oxigênio não possuem o importante elemento O - oxigênio, mas contêm H. Portanto, a palavra “hidrogênio” está sempre associada ao seu nome. HCl é um H 2 S - sulfeto de hidrogênio.

Mas você também pode escrever uma fórmula baseada nos nomes dos ácidos que contêm ácido. Por exemplo, se o número de átomos de O em uma substância for 4 ou 3, então o sufixo -n-, bem como a desinência -aya-, são sempre adicionados ao nome:

• H 2 SO 4 - enxofre (número de átomos - 4);
• H 2 SiO 3 - silício (número de átomos - 3).

Se a substância tiver menos de três ou três átomos de oxigênio, o sufixo -ist- é usado no nome:

• HNO 2 - nitrogenado;
• H 2 SO 3 - sulfuroso.

Propriedades gerais

Todos os ácidos têm sabor azedo e muitas vezes ligeiramente metálico. Mas existem outras propriedades semelhantes que consideraremos agora.

Existem substâncias chamadas indicadores. Os indicadores mudam de cor ou a cor permanece, mas a tonalidade muda. Isto ocorre quando os indicadores são afetados por outras substâncias, como ácidos.

Um exemplo de mudança de cor é um produto familiar como o chá e o ácido cítrico. Quando o limão é adicionado ao chá, o chá gradualmente começa a clarear visivelmente. Isso se deve ao fato do limão conter ácido cítrico.

Existem outros exemplos. O tornassol, que tem cor lilás em ambiente neutro, fica vermelho quando é adicionado ácido clorídrico.

Quando as tensões estão na série de tensões antes do hidrogênio, bolhas de gás são liberadas - H. Porém, se um metal que está na série de tensões após H for colocado em um tubo de ensaio com ácido, então nenhuma reação ocorrerá, não haverá evolução do gás. Assim, cobre, prata, mercúrio, platina e ouro não reagem com ácidos.

Neste artigo examinamos os ácidos químicos mais famosos, bem como suas principais propriedades e diferenças.

Ácidos são substâncias complexas cujas moléculas incluem átomos de hidrogênio que podem ser substituídos ou trocados por átomos de metal e um resíduo ácido.

Com base na presença ou ausência de oxigênio na molécula, os ácidos são divididos em ácidos contendo oxigênio(ácido sulfúrico H 2 SO 4, ácido sulfuroso H 2 SO 3, ácido nítrico HNO 3, ácido fosfórico H 3 PO 4, ácido carbônico H 2 CO 3, ácido silícico H 2 SiO 3) e sem oxigênio(Ácido fluorídrico HF, ácido clorídrico HCl (ácido clorídrico), ácido bromídrico HBr, ácido iodídrico HI, ácido hidrossulfeto H 2 S).

Dependendo do número de átomos de hidrogênio na molécula de ácido, os ácidos são monobásicos (com 1 átomo de H), dibásicos (com 2 átomos de H) e tribásicos (com 3 átomos de H). Por exemplo, o ácido nítrico HNO 3 é monobásico, pois sua molécula contém um átomo de hidrogênio, o ácido sulfúrico H 2 SO 4 – dibásico, etc.

Existem muito poucos compostos inorgânicos contendo quatro átomos de hidrogênio que podem ser substituídos por um metal.

A parte de uma molécula de ácido sem hidrogênio é chamada de resíduo ácido.

Resíduos ácidos podem consistir em um átomo (-Cl, -Br, -I) - são resíduos ácidos simples, ou podem consistir em um grupo de átomos (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - são resíduos complexos.

Em soluções aquosas, durante as reações de troca e substituição, os resíduos ácidos não são destruídos:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

A palavra anidrido significa anidro, ou seja, um ácido sem água. Por exemplo,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Os ácidos anóxicos não possuem anidridos.

Os ácidos recebem o nome do nome do elemento formador de ácido (agente formador de ácido) com a adição das terminações “naya” e menos frequentemente “vaya”: H 2 SO 4 - sulfúrico; H 2 SO 3 – carvão; H 2 SiO 3 – silício, etc.

O elemento pode formar vários ácidos oxigenados. Nesse caso, as terminações indicadas nos nomes dos ácidos serão quando o elemento apresentar maior valência (a molécula de ácido contém alto teor de átomos de oxigênio). Se o elemento apresentar valência inferior, a terminação do nome do ácido será “vazia”: HNO 3 - nítrico, HNO 2 - nitrogênio.

Os ácidos podem ser obtidos dissolvendo anidridos em água. Se os anidridos forem insolúveis em água, o ácido pode ser obtido pela ação de outro ácido mais forte sobre o sal do ácido requerido. Este método é típico para ácidos livres de oxigênio e oxigênio. Os ácidos isentos de oxigênio também são obtidos por síntese direta a partir de hidrogênio e um não-metal, seguida pela dissolução do composto resultante em água:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

As soluções das substâncias gasosas resultantes HCl e H 2 S são ácidas.

Em condições normais, os ácidos existem nos estados líquido e sólido.

Propriedades químicas dos ácidos

Soluções ácidas atuam nos indicadores. Todos os ácidos (exceto o silícico) são altamente solúveis em água. Substâncias especiais - indicadores permitem determinar a presença de ácido.

Os indicadores são substâncias de estrutura complexa. Eles mudam de cor dependendo da interação com diferentes produtos químicos. Nas soluções neutras possuem uma cor, nas soluções de bases possuem outra cor. Ao interagir com um ácido, eles mudam de cor: o indicador laranja de metila fica vermelho e o indicador tornassol também fica vermelho.

Interaja com bases com a formação de água e sal, que contém um resíduo ácido inalterado (reação de neutralização):

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

Interaja com óxidos básicos com formação de água e sal (reação de neutralização). O sal contém o resíduo ácido do ácido que foi utilizado na reação de neutralização:

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

Interaja com metais. Para que os ácidos interajam com os metais, certas condições devem ser atendidas:

1. o metal deve ser suficientemente ativo em relação aos ácidos (na série de atividades dos metais deve estar localizado antes do hidrogênio). Quanto mais à esquerda um metal está na série de atividades, mais intensamente ele interage com os ácidos;

2. o ácido deve ser forte o suficiente (ou seja, capaz de doar íons hidrogênio H +).

Quando ocorrem reações químicas de ácido com metais, o sal é formado e o hidrogênio é liberado (exceto para a interação de metais com ácidos nítrico e sulfúrico concentrado):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

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

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Os ácidos podem ser classificados com base em diferentes critérios:

1) A presença de átomos de oxigênio no ácido

2) Basicidade ácida

A basicidade de um ácido é o número de átomos de hidrogênio “móveis” em sua molécula, capazes de serem separados da molécula de ácido na forma de cátions de hidrogênio H + durante a dissociação, e também substituídos por átomos metálicos:

4) Solubilidade

5) Estabilidade

7) Propriedades oxidantes

Propriedades químicas dos ácidos

1. Capacidade de dissociação

Os ácidos dissociam-se em soluções aquosas em cátions de hidrogênio e resíduos ácidos. Como já mencionado, os ácidos são divididos em bem dissociativos (fortes) e pouco dissociativos (fracos). Ao escrever a equação de dissociação para ácidos monobásicos fortes, é usada uma seta apontando para a direita () ou um sinal de igual (=), o que mostra a irreversibilidade virtual de tal dissociação. Por exemplo, a equação de dissociação do ácido clorídrico forte pode ser escrita de duas maneiras:

ou nesta forma: HCl = H + + Cl -

ou desta forma: HCl → H + + Cl -

Na verdade, a direção da seta nos diz que o processo inverso de combinação de cátions hidrogênio com resíduos ácidos (associação) praticamente não ocorre em ácidos fortes.

Se quisermos escrever a equação de dissociação de um ácido monoprótico fraco, devemos usar duas setas na equação em vez do sinal. Este sinal reflete a reversibilidade da dissociação de ácidos fracos - no caso deles, o processo inverso de combinação de cátions de hidrogênio com resíduos ácidos é fortemente pronunciado:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Os ácidos polibásicos dissociam-se gradualmente, ou seja, Os cátions de hidrogênio são separados de suas moléculas não simultaneamente, mas um por um. Por esta razão, a dissociação de tais ácidos é expressa não por uma, mas por várias equações, cujo número é igual à basicidade do ácido. Por exemplo, a dissociação do ácido fosfórico tribásico ocorre em três etapas com separação alternada de cátions 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-

Deve-se notar que cada estágio subsequente de dissociação ocorre em menor grau que o anterior. Ou seja, as moléculas de H 3 PO 4 se dissociam melhor (em maior extensão) do que os íons H 2 PO 4 -, que, por sua vez, se dissociam melhor do que os íons HPO 4 2-. Este fenômeno está associado a um aumento na carga dos resíduos ácidos, como resultado do aumento da força da ligação entre eles e os íons H + positivos.

Dos ácidos polibásicos, a exceção é o ácido sulfúrico. Como este ácido se dissocia bem em ambos os estágios, é permitido escrever a equação de sua dissociação em um estágio:

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

2. Interação de ácidos com metais

O sétimo ponto na classificação dos ácidos são suas propriedades oxidantes. Afirmou-se que os ácidos são agentes oxidantes fracos e agentes oxidantes fortes. A grande maioria dos ácidos (quase todos, exceto H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3) são agentes oxidantes fracos, uma vez que só podem exibir sua capacidade oxidante devido aos cátions de hidrogênio. Esses ácidos podem oxidar apenas os metais que estão na série de atividades à esquerda do hidrogênio, e os produtos formam um sal do metal e do hidrogênio correspondentes. Por exemplo:

H 2 SO 4 (diluído) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Quanto aos ácidos oxidantes fortes, ou seja, H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3, então a lista de metais sobre os quais atuam é muito mais ampla e inclui todos os metais antes do hidrogênio na série de atividades e quase todos depois. Ou seja, o ácido sulfúrico concentrado e o ácido nítrico de qualquer concentração, por exemplo, oxidarão até mesmo metais pouco ativos, como cobre, mercúrio e prata. A interação do ácido nítrico e do ácido sulfúrico concentrado com metais, bem como algumas outras substâncias, devido à sua especificidade, será discutida separadamente no final deste capítulo.

3. Interação de ácidos com óxidos básicos e anfotéricos

Os ácidos reagem com óxidos básicos e anfotéricos. O ácido silícico, por ser insolúvel, não reage com óxidos básicos de baixa atividade e óxidos anfotéricos:

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. Interação de ácidos com bases e hidróxidos anfotéricos

HCl + NaOH H2O + NaCl

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

5. Interação de ácidos com sais

Esta reação ocorre se um precipitado, gás ou um ácido significativamente mais fraco for formado do que aquele que reage. Por exemplo:

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. Propriedades oxidativas específicas dos ácidos nítrico e sulfúrico concentrado

Conforme mencionado acima, o ácido nítrico em qualquer concentração, assim como o ácido sulfúrico exclusivamente em estado concentrado, são agentes oxidantes muito fortes. Em particular, ao contrário de outros ácidos, eles oxidam não apenas os metais localizados antes do hidrogênio na série de atividades, mas também quase todos os metais depois dele (exceto platina e ouro).

Por exemplo, eles são capazes de oxidar cobre, prata e mercúrio. No entanto, deve-se compreender firmemente o fato de que vários metais (Fe, Cr, Al), apesar de serem bastante ativos (disponíveis antes do hidrogênio), não reagem com HNO 3 concentrado e H 2 SO 4 concentrado sem aquecimento devido ao fenômeno de passivação - forma-se na superfície desses metais uma película protetora de produtos sólidos de oxidação, que não permite que moléculas de ácidos sulfúrico concentrado e nítrico concentrado penetrem profundamente no metal para que a reação ocorra. No entanto, com forte aquecimento, a reação ainda ocorre.

No caso de interação com metais, os produtos obrigatórios são sempre o sal do metal correspondente e o ácido utilizado, além da água. Também é sempre isolado um terceiro produto, cuja fórmula depende de muitos fatores, em particular, como a atividade dos metais, bem como a concentração de ácidos e a temperatura de reação.

A alta capacidade oxidante dos ácidos sulfúrico concentrado e nítrico concentrado permite que eles reajam não apenas com praticamente todos os metais da série de atividade, mas mesmo com muitos não-metais sólidos, em particular com fósforo, enxofre e carbono. A tabela abaixo mostra claramente os produtos da interação dos ácidos sulfúrico e nítrico com metais e não metais dependendo da concentração:

7. Propriedades redutoras de ácidos isentos de oxigênio

Todos os ácidos isentos de oxigênio (exceto HF) podem apresentar propriedades redutoras devido ao elemento químico incluído no ânion sob a ação de diversos agentes oxidantes. Por exemplo, todos os ácidos hidrohálicos (exceto HF) são oxidados por dióxido de manganês, permanganato de potássio e dicromato de potássio. Neste caso, os íons haleto são oxidados em halogênios livres:

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

Entre todos os ácidos hidro-hálicos, o ácido iodídrico tem a maior atividade redutora. Ao contrário de outros ácidos hidro-hálicos, até mesmo o óxido férrico e os sais podem oxidá-lo.

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

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

O ácido sulfídrico H 2 S também possui alta atividade redutora. Mesmo um agente oxidante como o dióxido de enxofre pode oxidá-lo.

Deixe-me lembrá-lo brevemente, usando exemplos específicos, de como os sais devem ser chamados corretamente.

Exemplo 1. O sal K 2 SO 4 é formado por um resíduo de ácido sulfúrico (SO 4) e o metal K. Os sais de ácido sulfúrico são chamados de sulfatos. K 2 SO 4 - sulfato de potássio.

Exemplo 2. FeCl 3 - o sal contém ferro e um resíduo de ácido clorídrico (Cl). Nome do sal: cloreto de ferro (III). Atenção: neste caso não devemos apenas nomear o metal, mas também indicar sua valência (III). No exemplo anterior isso não foi necessário, pois a valência do sódio é constante.

Importante: o nome do sal deve indicar a valência do metal somente se o metal tiver valência variável!

Exemplo 3. Ba(ClO) 2 - o sal contém bário e o restante ácido hipocloroso (ClO). Nome do sal: hipoclorito de bário. A valência do metal Ba em todos os seus compostos é dois, não precisa ser indicada.

Exemplo 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. O grupo NH 4 é denominado amônio, a valência desse grupo é constante. Nome do sal: dicromato de amônio (dicromato).

Nos exemplos acima, encontramos apenas os chamados. sais médios ou normais. Sais ácidos, básicos, duplos e complexos, sais de ácidos orgânicos não serão discutidos aqui.

Se você está interessado não apenas na nomenclatura dos sais, mas também nos métodos de sua preparação e propriedades químicas, recomendo que consulte as seções relevantes do livro de referência de química: "

Ácidos são substâncias complexas cujas moléculas incluem átomos de hidrogênio que podem ser substituídos ou trocados por átomos de metal e um resíduo ácido.

Com base na presença ou ausência de oxigênio na molécula, os ácidos são divididos em ácidos contendo oxigênio(ácido sulfúrico H 2 SO 4, ácido sulfuroso H 2 SO 3, ácido nítrico HNO 3, ácido fosfórico H 3 PO 4, ácido carbônico H 2 CO 3, ácido silícico H 2 SiO 3) e sem oxigênio(Ácido fluorídrico HF, ácido clorídrico HCl (ácido clorídrico), ácido bromídrico HBr, ácido iodídrico HI, ácido hidrossulfeto H 2 S).

Dependendo do número de átomos de hidrogênio na molécula de ácido, os ácidos são monobásicos (com 1 átomo de H), dibásicos (com 2 átomos de H) e tribásicos (com 3 átomos de H). Por exemplo, o ácido nítrico HNO 3 é monobásico, pois sua molécula contém um átomo de hidrogênio, o ácido sulfúrico H 2 SO 4 – dibásico, etc.

Existem muito poucos compostos inorgânicos contendo quatro átomos de hidrogênio que podem ser substituídos por um metal.

A parte de uma molécula de ácido sem hidrogênio é chamada de resíduo ácido.

Resíduos ácidos podem consistir em um átomo (-Cl, -Br, -I) - são resíduos ácidos simples, ou podem consistir em um grupo de átomos (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - são resíduos complexos.

Em soluções aquosas, durante as reações de troca e substituição, os resíduos ácidos não são destruídos:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

A palavra anidrido significa anidro, ou seja, um ácido sem água. Por exemplo,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Os ácidos anóxicos não possuem anidridos.

Os ácidos recebem o nome do nome do elemento formador de ácido (agente formador de ácido) com a adição das terminações “naya” e menos frequentemente “vaya”: H 2 SO 4 - sulfúrico; H 2 SO 3 – carvão; H 2 SiO 3 – silício, etc.

O elemento pode formar vários ácidos oxigenados. Nesse caso, as terminações indicadas nos nomes dos ácidos serão quando o elemento apresentar maior valência (a molécula de ácido contém alto teor de átomos de oxigênio). Se o elemento apresentar valência inferior, a terminação do nome do ácido será “vazia”: HNO 3 - nítrico, HNO 2 - nitrogênio.

Os ácidos podem ser obtidos dissolvendo anidridos em água. Se os anidridos forem insolúveis em água, o ácido pode ser obtido pela ação de outro ácido mais forte sobre o sal do ácido requerido. Este método é típico para ácidos livres de oxigênio e oxigênio. Os ácidos isentos de oxigênio também são obtidos por síntese direta a partir de hidrogênio e um não-metal, seguida pela dissolução do composto resultante em água:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

As soluções das substâncias gasosas resultantes HCl e H 2 S são ácidas.

Em condições normais, os ácidos existem nos estados líquido e sólido.

Propriedades químicas dos ácidos

Soluções ácidas atuam nos indicadores. Todos os ácidos (exceto o silícico) são altamente solúveis em água. Substâncias especiais - indicadores permitem determinar a presença de ácido.

Os indicadores são substâncias de estrutura complexa. Eles mudam de cor dependendo da interação com diferentes produtos químicos. Nas soluções neutras possuem uma cor, nas soluções de bases possuem outra cor. Ao interagir com um ácido, eles mudam de cor: o indicador laranja de metila fica vermelho e o indicador tornassol também fica vermelho.

Interaja com bases com a formação de água e sal, que contém um resíduo ácido inalterado (reação de neutralização):

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

Interaja com óxidos básicos com formação de água e sal (reação de neutralização). O sal contém o resíduo ácido do ácido que foi utilizado na reação de neutralização:

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

Interaja com metais. Para que os ácidos interajam com os metais, certas condições devem ser atendidas:

1. o metal deve ser suficientemente ativo em relação aos ácidos (na série de atividades dos metais deve estar localizado antes do hidrogênio). Quanto mais à esquerda um metal está na série de atividades, mais intensamente ele interage com os ácidos;

2. o ácido deve ser forte o suficiente (ou seja, capaz de doar íons hidrogênio H +).

Quando ocorrem reações químicas de ácido com metais, o sal é formado e o hidrogênio é liberado (exceto para a interação de metais com ácidos nítrico e sulfúrico concentrado):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

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

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