Названия неорганических кислот. Кислоты неорганические

КИСЛОТЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ , неорг. в-ва, молекулы к-рых при электролитич. диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в р-ре образуются гидроксоний-катионы Н 3 О + и анионы кислотных остатков А - :
НА+Н 2 ОDН 3 О + +А (1)
Исключение составляет борная к-та В(ОН) 3 , к-рая акцептирует ионы ОН - , в результате чего в водном р-ре создается избыток гидроксоний-катионов:
В(ОН) 3 +2Н 2 ОD[В(ОН) 4 ] - + Н 3 О +
Число отщепляемых от молекулы к-ты протонов наз. основностью к-ты. Теории к-т и оснований (Брёнстеда [Бренстеда] , Льюиса и др.) кроме указанных выше относят к к-там мн. иные соед. (см. Кислоты и основания ). Общее св-во к-т - способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, напр.:
HNO 3 +NaOH:NaNO 3 +Н 2 О 2НСl+ CaO:CaCl 2 +H 2 O
К. н. подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей ф-лы Н n ЭО m , где Э - кислотообразующий элемент, и бескислородные Н n Х, где X - галоген, халькоген или неорг. бескислородный радикал (CN, NCS, N 3 и др.). Оксокислоты характерны для мн. хим. элементов, особенно для элементов в высоких (+3 и выше) степенях окисления. Атомы Н в оксокислотах обычно связаны с кислородом. Если в оксокислоте имеются атомы Н, не связанные с кислородом (напр., два атома Н, образующие связи Р-Н в Н 3 РО 2), то они не отщепляются в водном р-ре с образованием Н 3 О + и не принимают участия в р-ции к-т с основаниями. Нек-рые к-ты известны в двух таутомерных формах, различающихся положением атома Н, напр.:

Молекулы мн. к-т содержат более одного атома кислотообразующего элемента Э. Очень многочисленны изополикислоты, содержащие атомы Э, связанные через атом кислорода, причем фрагменты -Э-О-Э- могут образовать как открытые цепи (напр., в Н 4 Р 2 О 7), так и циклич. структуры [напр., в (HPO 3) n ]. В нек-рых к-тах содержатся цепи из одинаковых атомов, напр., цепи -S-S- в политионовых к-тах Н 2 S n О 6 и сульфанах Н 2 S n . Известны гетерополикислоты (см. Гетерополисоединения ), имеющие фрагменты -Э-О-Э-, где Э и Э - атомы двух разных элементов, напр.: H 4 .14H 2 O. Существует множество комплексных к-т, напр.: H 2 , H, H 4 . К-ты, аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, наз. тиокислотами, напр. H 2 S 2 O 3 , H 3 AsS 3 . Пероксокислоты, напр. H 2 S 2 O 8 , имеют пероксогруппы -О-О- (см. Пероксидные соединения неорганические ). Константу равновесия р-ции (1) называют константой кислотности К а. Многоосновные к-ты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя К а, причем всегда K a(1) >>K а(2) ...; ориентировочно каждая послед. К а меньше предыдущей на 5 порядков. По значению pK 1 =-lgK a(1) К. н. подразделяют на очень слабые, слабые, средней силы, сильные, очень сильные (см. Кислоты и основания ). Согласно правилу Полинга, для очень слабых оксокислот Н n ЭО m разность m-n=0, для слабых, сильных и очень сильных эта разность составляет соотв. 1, 2 и 3. Данная закономерность обусловлена сдвигом электронной плотности от связи Н-О к связям Э=О (содержащим атом О с большим значением электроотрицательности) и делокализацией электронной плотности в анионе. Для характеристики кислотности в-в в неводных средах используют ф-цию кислотности Гаммета H 0 (см. Корреляционные соотношения ). Известны жидкости, для к-рых H 0 более отрицательна, чем для конц. водных р-ров очень сильных к-т, таких, как HNO 3 , H 2 SO 4 . Эти жидкости наз. сверхкислотами. Примеры: 100%-ная H 2 SO 4 (H 0 =-12), безводная фторсульфоновая к-та HSO 3 F (H 0 =-15), смесь HF и SbF 5 (H 0 =-17), 7%-ный р-р SbF 5 в HSO 3 F (H 0 =-19,4). Эквимолярную смесь HSO 3 F и SbF 5 называют "магической к-той". Сверхкислотность обусловлена исключительной слабостью взаимод. с протоном соответствующих анионов (HSO - 4 , SbF - 6 и др.). В среде сверхкислот протонируются в-ва, обычно не проявляющие основных св-в, в частности углеводороды. Это явление используют на практике, преим. в орг. синтезе (алкилирование по Фриделю - Крафтсу, гидрирование нефти и др.). Мн. оксокислоты (HNO 3 , HMnO 4 , Н 2 Сr 2 О 7 , НСlO и др.) - сильные окислители. окислит. активность этих к-т в водном р-ре выражена сильнее, чем у их солей. Все пероксокислоты - сильные окислители. К. н. всегда менее термически устойчивы, чем их соли, образованные активными металлами (Na, К и др.). Нек-рые К. н. (Н 2 СО 3 , H 2 SO 3 , НСlO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соед., эти К. н. существуют только в р-ре. Общие методы получения К. н.: взаимод. оксидов (ангидридов) с водой, напр.:
Р 2 О 5 + Н 2 О:Н 3 РО 4
вытеснение более летучей К. н. из ее соли менее летучей К. н., напр.:

действие H 2 SO 4 на р-р бариевой соли данной К. н., напр.:
Ва(Н 2 РО 2) 2 + H 2 SO 4:BaSO 4 +2Н 3 РО 2
гидролиз галогенидов или солей, напр.:
Рl 3 + ЗН 2 O:Н 3 РO 3 +3HI Аl 2 Sе 3 +6Н 2 O:2Аl(ОН) 3 +3H 2 Se
замена катионов растворенных солей на Н с помощью катионита. Существует также множество др. методов получения К. н. К. н. применяют в пром-сти и в научных исследованиях. В больших кол-вах производят

План:

Введение

• 1 Классификация кислот
• 2 Характеристики кислот
• 3 Общие методы получения кислот
• 4 Применение
Литература

Введение

Неоргани́ческие кисло́ты - неорганические вещества, молекулы которых при электролитической диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в растворе образуются гидроксоний-катионы Н 3 О + и анионы кислотных остатков А:

НА + Н 2 O ↔ Н 3 О + + А -

Исключение составляет борная кислота H 3 BO 3 , которая акцептирует ионы ОН − , в результате чего в водном растворе создается избыток гидроксоний-катионов:

H 3 BO 3 + 2Н 2 O ↔ − + H 3 O +

Число отщепляемых от молекулы кислоты протонов называется основностью кислоты. Теории кислот и оснований (Брёнстеда, Льюиса и др.) кроме указанных выше относят к кислотам многие ионные соединения. Общее свойство кислот - способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:

HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O 2HCl + CaO → CaCl 2 + H 2 O

1. Классификация кислот

Кислоты неорганические подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей формулы Н n ЭО m , где Э - кислотообразующий элемент, и бескислородные H n Х, где Х - галоген, халькоген или неорганический бескислородный радикал (CN, NCS, N 3 и др.). Оксокислоты характерны для многих химических элементов, особенно для элементов в высоких (+3 и выше) степенях окисления.

Атомы Н в оксокислотах обычно связаны с кислородом. Если в оксокислоте имеются атомы Н, не связанные с кислородом (например, два атома Н, образующие связи Р-Н в Н 3 РО 2), то они не отщепляются в водном растворе с образованием Н 3 O + и не принимают участия в реакции кислот с основаниями. Некоторые кислоты известны в двух таутомерных формах, различающихся положением атома Н, например.:

Молекулы многих кислот содержат более одного атома кислотообразующего элемента Э. Очень многочисленны изополикислоты, содержащие атомы Э, связанные через атом кислорода, причем фрагменты -Э-О-Э- могут образовать как открытые цепи (например, в Н 4 Р 2 О 7), так и циклические структуры [например, в (НРО 3) n ]. В некоторых кислотах содержатся цепи из одинаковых атомов, например, цепи -S-S- в политионовых кислотах H 2 S n O 6 или сульфанах H 2 S n . Известны гетерополикислоты, имеющие фрагменты -Э-О-Э"-, где Э и Э"-атомы двух разных элементов, например: H 4 ×14H 2 O. Существует множество комплексных кислот, например: H 2 , H, H 4 . Кислоты аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, называются тиокислотами, например Н 2 S 2 O 3 , Н 3 AsS 3 . Пероксокислоты, например H 2 S 2 O 8 , имеют пероксогруппы -О-О-.

Константу равновесия реакции (1) называют константой кислотности Ka. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя К a , причем всегда K a(1) "K a(2) ориентировочно каждая последующая Ka меньше предыдущей на 5 порядков. По значению рК 1 = -lgK a(1) Неорганические кислоты подразделяют на очень слабые, слабые, средней силы, сильные, очень сильные. Согласно правилу Полинга, для очень слабых оксокислот НnЭOm разность m - n = 0, для слабых, сильных и очень сильных эта разность составляет соответственно 1, 2 и 3. Данная закономерность обусловлена сдвигом электронной плотности от связи Н-О к связям Э = O (содержащим атом О с большим значением электроотрицательности) и делокализацией электронной плотности в анионе.

2. Характеристики кислот

Для характеристики кислотности веществ в неводных средах используют функцию кислотности Гаммета Н 0 . Известны жидкости, для которых Н 0 более отрицательна, чем для концентрированных водных растворов очень сильных кислот, таких, как HNO 3 , Н 2 SO 4 . Эти жидкости называются сверхкислотами. Примеры: 100%-ная H 2 SO 4 (H 0 = −12), безводная фторсульфоновая кислота HSO 3 F (H 0 = −15), смесь HF и SbF 5 , (H 0 = −17), 7%-ный раствор SbF 5 в HSO 3 F (Н 0 = −19,4). Эквимолярную смесь HSO 3 F и SbF 5 называют «магической кислотой». Сверхкислотность обусловлена исключительной слабостью взаимодействия с протоном соответствующих анионов (HSO 4 − , SbF 6 − и др.). В среде сверхкислот протонируются вещества, обычно не проявляющие основных свойств, в частности углеводороды. Это явление используют на практике, преимущественно в органического синтезе (алкилирование по Фриделю - Крафтсу, гидрирование нефти и др.).

Многие оксокислоты (HNO 3 , HMnO 4 , Н 2 Cr 2 O 7 , HClO и др.) - сильные окислители. Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей. Все пероксокислоты - сильные окислители. Неорганические кислоты всегда менее термически устойчивы, чем их соли, образованные активными металлами (Na, К и др.). Некоторые кислоты (Н 2 СО 3 , Н 2 SO 3 , HClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений эти кислоты существуют только в растворе.

3. Общие методы получения кислот

1. взаимодействие оксидов (ангидридов) с водой, например:

Р 2 O 5 + 3Н 2 O → 2Н 3 РО 4

2. вытеснение более летучей кислоты из ее соли менее летучей кислотой, например:

CaF 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + 2HF

3. гидролиз галогенидов или солей, например:

PI 3 + 3Н 2 O → Н 3 РО 3 + 3HI Al 2 Se 3 + 6H 2 O → 2Al(ОН) 3 + 3H 2 Se

замена катионов растворенных солей на Н + с помощью катионита. Существует также множество др. методов получения кислот.

4. Применение

Кислоты применяют в промышленности и в научных исследованиях. В больших количествах производят серную кислоту, азотную кислоту, фосфорную кислоту, соляную кислоту и др.

Литература

1. Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., т. 1-2. М., 1973;
2. Кемпбел Дж., Современная общая химия, пер. с англ., т. 1-3, М., 1975;
3. Белл Р., Протон в химии, пер. с англ., М., 1977;
4. Хьюн Д., Неорганическая химия, пер. с англ., М., 1987.

Важнейшие виды неорганических кислот и содовых продуктов

Серная кислота. Основное сырьё и способы производства. Виды, сорта и свойства. Главные потребители

Азотная кислота. Сырьё и способы производства. Виды, сорта и свойства. Главные потребители

Соляная кислота. Основные поставщики сырья и способы производства. Виды, сорта и свойства. Главные потребители

К важнейшим видам продукции неорганической химии относятся кислоты, содовые продукты, Минеральные удобрения, химические средства защиты растений, а также некоторые неорганические промышленные газы и т. д.

Кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. По степени диссоциирования кислоты подразделяются на сильные и слабые. Сильными кислотами являются серная, азот­ная, соляная и др. Все кислоты взаимодействуют с ос­нованиями и металлами, изменяют цвет химических индикаторов, например, вызывают красную окраску лак­муса и имеют кислый вкус.

Содовые продукты представляют собой химические вещества, являющиеся натриевыми солями угольной кис­лоты (Н 2 С0 3) и гидроксидом натрия (NаОН).

Минеральные удобрения - это главным образом соли. Они имеют кристаллическое строение, хорошо растворимы в воде, обладают гигроскопичностью и слеживаемостью.

Наиболее распространенными неорганическими промышленными газами являются водород, хлор, аммиак, кислород и азот.

Таблица 10.1.

Традиционные названия некоторых неорганических кислот и их солей

2.Серная кислота. Основное сырьё и способы производства. Виды, сорта и свойства. Главные потребители

Серная кислота (H 2 SO 4 ) - один из важнейших и наиболее потребляемых продуктов химической промышленности. Она относится к числу относительно дешевых кислот. Химической промышленностью нашей страны выпускаются различные виды и сорта серной кислоты, отличающиеся между собой концентрацией и содержанием посторонних примесей.

Концентрированная, или безводная, серная кислота (моногидрат) Н 2 S0 4 представляет собой тяжелую маслянистую жидкость без цвета и запаха. Плотность моногидрата 1,85 г/см 3 , температура кипения 296 °С, температура кристаллизации 10°С. Однако эти свойства серной кислоты меняются с изменением ее концентрации.

Наличие посторонних примесей меняет цвет кислоты до желтоватого или темноватого. Согласно ГОСТу серная кислота выпускается определенной концентрации, обеспечивающей низкую температуру замерзания, удобство хранения и транспортирования. Характерная особенность серной кислоты - хорошая смешиваемость с водой, причем процесс разбавления сопровождается выделением большого количества тепла. Раствор SО 3 , ч в 100%-й серной кислоте называется олеумом (H 2 SO 4 nSO 3 ,). Олеум представляет собой бесцветную маслянистую жидкость плотностью 1,9 г/см 3 ; на воздухе дымит, образуя туман из серной кислоты.

Безводная серная кислота очень активна и растворяет оксиды металлов, а при повышенной температуре вытесняет все другие кислоты из их солей.

Концентрированная серная кислота - это эффективное водоотнимающее средство от других кислот, кристаллогидратов солей, а также углеводов. Поэтому она применяется для концентрирования азотной и других кислот, сушки влажных газов и т. д. Ппи контактировании с серной кислотой сахар, целлюлоза, крахмал и другие органические продукты обугливаются. На концентрацию и качество серной кислоты в значительной мере влияет способ производства.

Сейчас применяются два основных способа промышленного производства серной кислоты: нитрозный, или башенный, и контактный. Технологический процесс производства серной кислоты со­стоит из следующих основных операций:

а) получение сернистого газа (диоксида серы) S0 2 обжигом серосодержащего сырья;

б) очистка и окисление S0 2 в триоксид S0 3 .

в) поглощение (абсорбция) триоксида серы водой или разбавленной серной кислотой.

Основным сырьем для производства сернистого газа служит серный колчедан, содержащий 35-50% серы. Обжиг колчедана производится в печах, где протекает реакция:

4 FеS 2 + 11 0 2 = 2 Fе 2 0 3 + 8 S0 2 + Q.

Сернистый газ бесцветен, имеет резкий запах. Растворяясь в воде, он образует слабую, легко разлагающуюся сернистую кислоту Н 2 S0 3 . Около 20% сернистого гaза получают обжигом природной серы по реакции S + 0 2 ->S0 2 . Серную кислоту получают также из отработанных газов цветной металлургии, например при выплавке меди, и из сероводорода Н 2 S, содержащегося в большинстве природных и попутных горючих газов, отработанных кислотах, травильных растворах и т. д. Полученный обжиговый газ содержит около 15% S0 2 . Основными примесями газа являются огарковая пыль, газообразные соединения мышьяка Аs 3 , селена Sе0 2 и др. Эти примеси снижают активное действие катализатора, отравляют контактную массу, поэтому должны быть удалены. Очистка обжигового газа вызвана также необходимостью вырабатывать кислоту с минимальным содержанием механических и химических примесей.

Очистка газа от огарковой пыли производится в циклонах (центробежных воздухоочистителях) и электрофильтрах, а окончательная очистка от примесей - в промывных башнях и мокрых электрофильтрах, в которых протекает в жидкой фазе в специальных аппаратах - башнях (поэтому этот способ называют еще башенным ). При контактном способе производства серной кислоты окисление S0 2 в S0 3 происходит под воздействием кислорода воздуха.

Поглощение (абсорбция) триоксида серы водой или разбавленной серной кислотой. Серная кислота, полученная нитрозным способом, имеет низкую концентрацию и высокое содержание примесей; ее производство сопровождается выбросом в атмосферу оксидов азота, загрязняющих окружающую среду. Качество и концентрация серной кислоты, полученной контактным способом, значительно выше, чем при нитрозном способе производства, при незначительной разнице в себестоимости. Поэтому в настоящее время в нашей стране более 90% серной кислоты получают контактным способом.

Контактная техническая серная кислота содержит до 92,5% моногидрата, а контактная улучшенная - до 94,0%.

Башенная техническая серная кислота поставляется 75%-ной концентрации и содержит больше посторонних примесей по сравнению с контактной.

Олеум выпускается в основном с содержанием от 20 до 24% свободного триоксида серы в моногидрате.

Химическая промышленность поставляет более качественную кислоту специального назначения , которая применяется в производстве сернокислотных аккумуляторов, в пищевой промышленности, в химических лабораториях и т. д. Особенность этих кислот - высокая концентрация и минимальное содержание посторонних примесей (оксиды или окислы азота, железа, твердый осадок и др.), тем лучше качество серной кислоты. Высокое качество специальных видов кислот достигается использованием дополнительных очистительных устройств (фильтров и отстойников) и тары из более коррозионностойких материалов при хранении на складах.

Основным технико-экономическим показателем сернокислотного производства является удельный расход сырьевых материалов на 1 тонну моногидрата: 0,8-0,85 т серного колчедана, 0,85 квт.ч электроэнергии, 50 м 3 воды.

Главными потребителями серной кислоты являются:

предприятия, производящие минеральные удобрения (простой и двойной суперфосфат, сульфат аммония и др.);

кислоты (концентрированную азотную, соляную, уксусную, фосфорную и др.);

соли (медный купорос, сульфаты натрия, калия, магния, кальция, железа и др.).

Большое количество серной кислоты расходуется на обработку продуктов перегонки нефти для получения товарных нефтепродуктов (бензина, керосина, смазочных масел и др.). Серная кислота широко применяется в цветной металлургии, на транспорте - для изготовления свинцовых сернокислотных аккумуляторов; в металлообрабатывающей промышленности. - для удаления оксидов с поверхности изделий перед хромированием, цинкованием и т.д.

Таблица 10.2

Показатели качества основных видов товарной серной кислоты

Главная » Тгп » Названия неорганических кислот. Кислоты неорганические