Н2Со3 какая кислота – Угольная кислота и её соли

Оксид углерода (IV), Угольная кислота и ее соли — Кислородные соединения — Подгруппа углерода и кремния — Неорганическая химия

Оксид углерода (IV) (диоксид углерода, углекислый газ) — газ без цвета и запаха, не поддерживающий дыхания и горения, тяжелее воздуха. Он растворим в воде (88 объемов СО₂ в 100 объемах Н₂О при 20°С). При обычных давлениях твердый диоксид углерода перехо­дит в газообразное состояние (сублимируется), минуя жидкое со­стояние. При обычной температуре под давлением 60 атм пере­ходит в жидкость.

При большой концентрации оксида углерода (IV) люди и жи­вотные задыхаются. При его концентрации в воздухе до 3% у че­ловека наблюдается учащенное дыхание, более 10% — потеря сознания и даже смерть.

Оксид углерода (IV) является ангидридом угольной кислоты Н₂СО₃ и обладает всеми свойствами кислотных оксидов.

При растворении СО₂ в воде частично образуется угольная кислота, при этом в растворе существует следующее равновесие:

Существование равновесия объясняется тем, что угольная кислота является очень слабой кислотой (K

1 = 4∙10^-7, К₂ = 5∙10^-11 при 25 °С). Даже такая слабая кислота, как уксусная, намного сильнее угольной. В свободном виде угольная кислота неизвестна, так как она неустойчива и легко разлагается. Как двухосновная кислота она образует средние соли — карбонаты и кислые — гидрокарбонаты. Качественная реакция на эти соли — действие на них сильных кислот, при котором кислота вытесняется и разлагается с выделением СО₂:

СО₃^2-+ 2Н⁺ Н₂СО₃ Н₂О + СО₂↑,

НСО₃^— + Н⁺Н₂СО₃ Н₂О + СО₂↑.

При пропускании выделяющегося СО₂ в известковую воду выпадает белый нерастворимый осадок; этой реакцией пользуются также для обнаружения оксида углерода (IV):

Са(ОН)₂ + СО

2 = СаСО₃↓ + Н₂О.

Из всех карбонатов в воде растворимы карбонаты только ще­лочных металлов и аммония. Гидрокарбонаты большинства ме­таллов хорошо растворимы в воде.

Под действием избытка оксида углерода (IV) нерастворимые в воде карбонаты превращаются в растворимые гидрокарбонаты:

СаСО3	+	H2O	+	CO2	=	Са(НСО3)2
взвесь в воде				избыток

Гидрокарбонаты при нагревании распадаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

2NаНСО₃ = Nа₂СО₃ + Н₂О + СО₂↑.

Все карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов, при нагревании разлагаются на оксид металла и диоксид углерода:

МgСО₃ = МgО + СО

2↑.

Из солей угольной кислоты наибольшее практическое значе­ние имеет сода; известны различные кристаллогидраты соды Nа₂СО₃∙10Н₂О, Nа₂СО₃^.7Н₂О или Na₂СО₃^.Н₂О; наиболее устойчивым кристаллогидратом является Nа₂СО₃^.10Н₂О, кото­рый обычно называют кристаллической содой. При прокалива­нии получают безводную, или кальцинированную соду Nа₂СО₃. Широко используется также питьевая сода NаНСО₃. Из других солей важное значение имеют К₂СО₃ и СаСО₃.

Основные количества соды получают получают по аммиач­ному способу, часто его называют также методом Сольвэ.

Суть метода заключается в насыщении концентрированного раствора поваренной соли (точнее, насыщенного раствора NаСl) аммиаком при охлаждении и последующем пропускании через этот раствор СО

2 под давлением. При этом идут следующие ре­акции:

NН₃ + СО₂ + Н₂О = NН₄НСО₃,

NН₄НСО₃ + NаСl = NаНСО₃↓ + NН₄Сl.

Питьевая сода NaНСО₃ — нерастворима в холодном насы­щенном растворе и ее отделяют фильтрованием. При прокалива­нии NаНСО₃ получают кальцинированную соду; выделяющийся при этом СО₂ вновь используют в производстве:

2NаНСО₃ = Na₂СО₃ + СО₃ + Н₂О.

Нагревая раствор, содержащий хлорид аммония с известью, вы­деляют обратно аммиак:

2NН₄Сl + Са(ОН)₂ = 2NН₃ + СаСl₂ + 2Н₂О.

Таким образом, при аммиачном способе получения соды един­ственным «отходом» является хлорид кальция, остающийся в рас­творе и имеющий ограниченное применение.

Поташ К₂СО₃ нельзя получить по методу Сольвэ, так как он основан на малой растворимости кислой соли NаНСO₃ в насы­щенном растворе, тогда как КНСО₃ (в отличие от NаНСО₃) хо­рошо растворим в таких растворах. Реакция

КСl + NН₄НСО₃ КНСО₃ + NН₄Сl

будет полностью обратимой (ни один из продуктов не удается выделить из сферы реакции в индивидуальном виде). Поэтому карбонат калия получают действием СО₂ на раствор едкого калия:

КОН + СО₂ = КНСО₃,

КНСО₃ + КОН = К₂СО₃ + Н₂О.

Производство соды является одним из крупнейших среди про­изводств неорганических веществ; в настоящее время ее мировое производство составляет десятки млн. тонн.

www.himhelp.ru

УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА — это… Что такое УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА?



УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА

УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА — Н2СО3, очень слабая и непрочная двухосновная кислота. Образуется при растворении диоксида углерода в воде. Дает соли — карбонаты и гидрокарбонаты.

Большой Энциклопедический словарь. 2000.

• УГОЛЬ
• УГОЛЬНАЯ РЫБА

Смотреть что такое «УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА» в других словарях:

• Угольная кислота — Угольная кислота …   Википедия

• УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА — (h3CO3) очень слабая и непрочная двухосновная кислота, образующаяся при растворении в воде диоксида углерода (углекислого газа) CO2. Дает 2 ряда солей: карбонаты и бикарбонаты (гидрокарбонаты). В природе широко распространены нормальные карбонаты …   Российская энциклопедия по охране труда

• Угольная кислота — УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА, h3CO3, образуется при растворении углерода диоксида в воде. Важнейшие производные карбонаты, мочевина (карбамид).   …   Иллюстрированный энциклопедический словарь

• угольная кислота — Н2СО3, очень слабая и непрочная двухосновная кислота. Образуется при растворении диоксида углерода в воде. Даёт соли  карбонаты и гидрокарбонаты. * * * УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА, Н2СО3, очень слабая и непрочная двухосновная кислота.… …   Энциклопедический словарь

• Угольная кислота —         h3CO3, слабая двухосновная кислота, при нормальных условиях существующая только в разбавленных водных растворах. У. к. образуется при растворении в воде двуокиси углерода: 2, при нормальных условиях не превышает 1% от содержания CO2.… …   Большая советская энциклопедия

• УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА — Н2СО3, очень слабая и непрочная двухосновная кислота. Образуется при растворении диоксида углерода в воде. Даёт соли карбонаты и гидрокарбонаты …   Естествознание. Энциклопедический словарь

• Угольная кислота — (медико санит.) см. Углерод …   Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

• УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА — h3CO3, образуется при растворении CO2 в воде. Проявляет св ва слабой к ты. Равновесие CO2+h3O h3CO3 смещено влево, поэтому меньшая часть CO2 находится в р ре в виде h3CO3. Для У. к. константы диссоциации K1=4,27 …   Химическая энциклопедия

• УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА — Н2СО3 очень слабая к та, существующая только в водном р ре. У. к. образуется при растворении углерода диоксида в воде (h3О + CO2<=>h3CO3). Как двухосновная к та У. к. даёт 2 ряда солей: средние карбонаты и кислые гидрокарбонаты …   Большой энциклопедический политехнический словарь

• УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА, h3CO3 — УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА, h3CO3, образуется при растворении углерода диоксида в воде. Важнейшие производные карбонаты, мочевина (карбамид) …   Современная энциклопедия

dic.academic.ru

Химия углерода и его соединений

 

1. Положение углерода в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение углерода
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Качественные реакции
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и кремнием
7.1.3. Взаимодействие с водородом и фосфором 
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами
7.1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с оксидами металлов
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой

7.2.5. Взаимодействие с солями

Бинарные соединения углерода — карбиды

Оксид углерода (II) 
 1. Строение молекулы и физические свойства 
 2. Способы получения 
3. Химические свойства
3.1. Взаимодействие с кислородом
3.2. Взаимодействие с хлором
3.3. Взаимодействие с водородом
3.4. Взаимодействие с щелочами
3.5. Взаимодействие с оксидами металлов
3.6. Взаимодействие с прочими окислителями

Оксид углерода (IV) 
 1. Строение молекулы и физические свойства 
 2. Способы получения 
3. Химические свойства 
3.1. Взаимодействие с основными оксидами и основаниями 
2.3. Взаимодействие с карбонатами и гидрокарбонатами
2.4. Взаимодействие с восстановителями

Карбонаты и гидрокарбонаты 

Углерод

Положение в периодической системе химических элементов

Углерод расположен в главной подгруппе IV группы  (или в 14 группе в современной форме ПСХЭ) и во 

втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение углерода 

Электронная конфигурация  углерода в основном состоянии:

+6С 1s²2s²2p²     1s    2s   2p 

Электронная конфигурация  углерода в возбужденном состоянии:

+6С^* 1s²2s¹2p³  1s    2s   2p 

Атом углерода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома углерода — от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.

Физические свойства 

Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Алмаз — это модификация углерода с атомной кристаллической решеткой. Алмаз — самое твердое минеральное кристаллическое вещество, прозрачное, плохо проводит электрический ток и тепло. Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp³-гибридизации.

Графит — это аллотропная модификация, в которой атомы углерода находятся в состоянии sp²-гибридизации. При этом атомы связаны в плоские слои, состоящие из шестиугольников, как пчелиные соты. Слои удерживаются между собой слабыми связями. Это наиболее устойчивая при нормальных условиях аллотропная модификация углерода.

Графит — мягкое вещество серо-стального цвета, с металлическим блеском. Хорошо проводит электрический ток. Жирный на ощупь.

 

 

 

 

 

 

Карбин — вещество, в составе которого атомы углерода находятся в sp-гибридизации. Состоит из цепочек и циклов, в которых атомы углерода соединены двойными и тройными связями. Карбин — мелкокристаллический порошок серого цвета.

[=C=C=C=C=C=C=]_n  или [–C≡C–C≡C–C≡C–]_n

Фуллерен — это искусственно полученная модицикация углерода. Молекулы фуллерена — выпуклые многогранники С₆₀, С₇₀ и др. Многогранники образованы пяти- и шестиугольниками, в вершинах которых расположены атомы углерода.

Фуллерены — черные вещества с металлическим блеском, обладающие свойствами полупроводников.

В природе углерод встречается как в виде простых веществ (алмаз, графит), так и в виде сложных соединений (органические вещества — нефть, природные газ, каменный уголь, карбонаты).

Качественные реакции

Качественная реакция на карбонат-ионы CO₃^2- — взаимодействие  солей-карбонатов с сильными кислотами. Более сильные ксилоты вытесняют угольную кислоту из солей. При этом выделяется бесцветный газ, не поддерживающий горение – углекислый газ.

Например, карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂

Видеоопыт взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Качественная реакция на углекислый газ CO₂ – помутнение известковой воды при пропускании через нее углекислого газа:

CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + H₂O

При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок растворяется, т.к. карбонат кальция под действием избытка углекислого газа переходит в растворимый гидрокарбонат кальция:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂

Видеоопыт взаимодействия гидроксида кальция с углекислым газом (качественная реакция на углекислый газ) можно посмотреть здесь.

Углекислый газ СО₂не поддерживает горение. Угарный газ CO горит голубым пламенем.

Соединения углерода

Основные степени окисления углерода — +4, +2, 0, -1 и -4.

Наиболее типичные соединения углерода:

Степень окисления	Типичные соединения
+4	оксид углерода (IV) CO2 угольная кислота H2CO3 карбонаты MeCO3 гидрокарбонаты MeHCO3
+2	оксид углерода (II) СО муравьиная кислота HCOOH
-4	метан CH4 карбиды металлов (карбид алюминия Al4C3) бинарные соединения с неметеллами (карбид кремния SiC)

Химические свойства

При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода — невысокая.

1. Углерод проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому углерод реагирует и с металлами, и с неметаллами.

1.1. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода:

C  +  2F₂  → CF₄

При нагревании аморфный углерод реагирует с хлором:

С   +   2Cl₂  →   CCl₄

1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремнием с образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:

C   +   2S   → CS₂

C   +   Si   → SiC

1.3. Углерод не взаимодействет с фосфором.

При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:

С   +   2Н₂  →   СН₄

1.4. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:

2С  + N₂  →  N≡C–C≡N

1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:

4C   +   3Al → Al₄C₃

2C   +   Ca → CaC₂

1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C  +   O₂  →  CO₂

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C  +   O₂  →  2CO

2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:

C⁰ + H₂⁺O → C⁺²O + H₂⁰

2.2. Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерных оксидов. При этом образуются металл и угарный газ. Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.

Например, углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:

 2ZnO + C → 2Zn + CO

Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:

4С + Fe₃O₄ → 3Fe + 4CO

При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.

Например, углерод взаимодействует с оксидом кальция с оразованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует в данной реакции:

3С    +   СаО   →  СаС₂   +   СО

9С    +   2Al₂O₃  →   Al₄C₃   +   6CO

2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:

C +2H₂SO_4(конц) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:

C +4HNO_3(конц) → CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями, в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.

Например, углерод восстанавливает сульфат натрия до сульфида натрия:

2C   +   Na₂SO₄  →   Na₂S   +   CO₂

Карбиды

Карбиды – это соединения элементов с углеродом. Карбиды разделяют на ковалентные и ионные в зависимости от типа химической связи между атомами.

Ковалентные карбиды	Ионные карбиды
	Метаниды	Ацетилениды	Пропиниды
Это соединения углерода с неметаллами Например: SiC, B4C	Это соединения с металлами, в которых с.о. углерода равна -4 Например: Al4C3, Be2C	Это соединения с металлами, в которых с.о. углерода равна -1 Например: Na2C2, CaC2	Это соединения с металлами, при гидролизе которых образуется пропин Например: Mg2C3
Частицы связаны ковалентными связями и образуют атомные кристаллы. Поэтому ковалентные карбиды химически стойкие. Окисляются только  сильными окислителями	Метаниды разлагаются водой или кислотами с образованием метана и гидроксида или соли: Например: Al4C3 + 12H2O → 4Al(OH)3 + 3CH4	Ацетилениды разлагаются водой или кислотами с образованием ацетилена и гидроксида или соли: Например: СаС2+2Н2O →  Са(OH)2+С2Н2	Пропиниды разлагаются водой или кислотами с образованием пропина и гидроксида или солиНапример: Mg2C3+ 4HCl → 2MgCl2+С3Н4

Все карбиды проявляют свойства восстановителей и могут быть окислены сильными окислителями.

Например, карбид кремния окисляется концентрированной азотной кислотой при нагревании до углекислого газа, оксида кремния (IV) и оксида азота (II):

SiC + 8HNO₃→ 3SiO₂ + 3CO₂ + 8NO + 4H₂O

Оксид углерода (II)

Строение молекулы и физические свойства

Оксид углерода (II) («угарный газ») –  это газ без цвета и запаха. Сильный яд. Небольшая концентрация угарного газа в воздухе может вызвать сонливость и головокружение. Большие концентрации угарного газа вызывают удушье.

Строение молекулы оксида углерода (II) – линейное. Между атомами углерода и кислорода образуется тройная связь, за счет дополнительной донорно-акцепторной связи:

Способы получения

В лаборатории угарный газ  можно получить действием концентрированной серной кислоты на муравьиную или щавелевую кислоты:

НСООН  →   CO   +  H₂O

H₂C₂O₄ → CO + CO₂ + H₂O

В промышленности угарный газ получают в газогенераторах при пропускании воздуха через раскаленный уголь:

C + O₂ → CO₂

CO₂ + C → 2CO

Еще один важный промышленный способ получения угарного газа — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

СН₄ + Н₂O → СО + 3Н₂

Также возможна паровая конверсия угля:

C⁰ + H₂⁺O → C⁺²O + H₂⁰

Угарный газ в промышленности также можно получать неполным окислением метана:

2СН₄+О₂ → 2СО + 4Н₂

Химические свойства

Оксид углерода (II) –  несолеобразующий оксид. За счет углерода со степенью окисления +2 проявляет восстановительные свойства.

1. Угарный газ горит в атмосфере кислорода. Пламя окрашено в синий цвет:

2СO +  O₂ → 2CO₂

2. Оксид углерода (II) окисляется хлором в присутствии катализатора или под действием света с образованием фосгена. Фосген – ядовитый газ.

CO   +   Cl₂ → COCl₂

3. Угарный газ взаимодействует с водородом при повышенном давлении. Смесь угарного газа и водорода называется синтез-газ. В зависимости от условий из синтез-газа можно получить метанол, метан, или другие углеводороды.

Например, под давлением больше 20 атмосфер, при температуре 350°C и под действием катализатора угарный газ реагирует с водородом с образованием метанола:

СО + 2Н₂ → СН₃ОН

4. Под давлением оксид углерода (II) реагирует с щелочами. При этом образуется формиат – соль муравьиной кислоты.

Например, угарный газ реагирует с гидроксидом натрия с образованием формиата натрия:

CO + NaOH → HCOONa

5. Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из оксидов.

Например, оксид углерода (II) реагирует с оксидом железа (III) с образованием железа и углекислого газа:

3CO   +   Fe₂O₃   →  2Fe   +   3CO₂

Оксиды меди (II) и никеля (II)  также восстанавливаются угарным газом:

СО     +   CuO   →    Cu    +   CO₂

СО     +   NiO   →   Ni    +   CO₂

6. Угарный газ окисляется и другими сильными окислителями до углекислого газа или карбонатов.

Например, пероксидом натрия:

CO   +   Na₂O₂ → Na₂CO₃

Оксид углерода (IV)

Строение молекулы и физические свойства

Оксид углерода (IV) (углекислый газ) — газ без цвета и запаха. Тяжелее воздуха.

Молекула углекислого газа линейная, атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации, образует две двойных связи с атомами кислорода:

Обратите внимание! Молекула углекислого газа не полярна. Каждая химическая связь С=О по отдельности полярна, а вся молекула не будет полярна. Объяснить это очень легко. Обозначим направление смещения электронной плотности в полярных связях стрелочками (векторами):

Теперь давайте сложим эти векторы. Сделать это очень легко. Представьте, что атом углерода — это покупатель в магазине. А атомы кислорода — это консультанты, которые тянут его в разные стороны. В данном опыте консультанты одинаковые, и тянут покупателя в разные стороны с одинаковыми силами. Несложно увидеть, что покупатель двигаться не будет ни влево, ни вправо. Следовательно, сумма этих векторов равна нулю. Следовательно, полярность молекулы углекислого газа равна нулю.

Способы получения

В лаборатории углекислый газ можно получить разными способами:

1. Углекислый газ образуется при действии сильных кислот на карбонаты  и гидрокарбонаты металлов. При этом взаимодействуют с кислотами и нерастворимые карбонаты, и растворимые.

Например, карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂

Видеоопыт взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Еще один пример: гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородной кислотой:

NaHCO₃ + HBr → NaBr +H₂O +CO₂

2. Растворимые карбонаты реагируют с растворимыми солями алюминия, железа (III) и хрома (III). Карбонаты трехвалентных металлов  необратимо  гидролизуются в водном растворе.

Например: хлорид алюминия реагирует с карбонатом калия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия, выделяется углекислый газ и образуется хлорид калия:

2AlCl₃  +  3K₂CO₃  + 3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6KCl

3. Углекислый газ также образуется при термическом разложении нерастворимых карбонатов и при разложении растворимых гидрокарбонатов.

Например, карбонат кальция разлагается при нагревании на оксид кальция и углекислый газ:

CaCO₃  →  CaO   +   CO₂

Химические свойства

Углекислый газ — типичный кислотный оксид. За счет углерода со степенью окисления +4 проявляет слабые окислительные свойства.

1. Как кислотный оксид, углекислый газ взаимодействует с водой. Реакция очень сильно обратима, поэтому мы считаем, что в реакциях угольная кислота распадается почти полностью при образовании.

CO₂   +    H₂O  ↔  H₂CO₃

2. Как кислотный оксид, углексилый газ взаимодействует с основными оксидами и основаниями. При этом углекислый газ реагирует только с сильными основаниями (щелочами) и их оксидами. При взаимодействии углекислого газа с щелочами возможно образование как кислых, так и средних солей.

Например, гидроксид калия взаимодействует с углекислым газом. В избытке углекислого газа образуется кислая соль, гидрокарбонат калия:

KOH  + CO₂  → KHCO₃

При избытке щелочи образуется средняя соль, карбонат калия:

2KOH  + CO₂  → K₂CO₃ + H₂O

Помутнение известковой воды — качественная реакция на углекислый газ:

Ca(OH)₂ + CO₂  → CaCO₃ + H₂O

Видеоопыт взаимодействия гидроксида кальция (известковая вода) с углекислым газом можно посмотреть здесь.

3. Углекислый газ взаимодействует с карбонатами. При пропускании СО₂ через раствор карбонатов образуются гидрокарбонаты.

Например, карбонат натрия взаимодействует с углекислым газом. В избытке углекислого газа образуется кислая соль, гидрокарбонат натрия:

Na₂CO₃   +  CO₂   +  H₂O → 2NaHCO₃

4. Как слабый окислитель, углекислый газ взаимодействует с  некоторыми восстановителями.

Например, углекислый газ взаимодействует с углеродом с образованием угарного газа:

CO₂ + C → 2CO

Магний горит в атмосфере углекислого газа:

2Мg + CO₂ → C + 2MgO

Видеоопыт взаимодействия магния с углекислым газом можно посмотреть здесь.

Углекислый газ взаимодействует с пероксидом натрия. При этом пероксид натрия диспропорционирует:

2CO₂ + 2Na₂O₂ → 2Na₂CO₃  +  O₂

Карбонаты и гидрокарбонаты

При нагревании карбонаты (все, кроме карбонатов щелочных металлов и аммония) разлагаются до оксида металла и оксида углерода (IV).

CaCO₃   →   CaO   +   CO₂

Карбонат аммония при нагревании разлагается на аммиак, воду и углекислый газ:

(NH₄)₂CO₃ →  2NH₃   +   2H₂O   +   CO₂

Гидрокарбонаты при нагревании переходят в карбонаты:

2NaHCO₃  →   Na₂CO₃   +  CO₂   +  H₂O 

 Качественной реакцией на ионы СО₃^2─  и   НСО₃⁻ является их взаимодействие с более сильными кислотами, последние вытесняют угольную кислоту из солей, а та разлагается с выделением СО₂

Например, карбонат натрия взаимодействет с соляной кислотой:

Na₂CO₃   +  2HCl   →  2NaCl   +  CO₂ ↑  +  H₂O

Гидрокарбонат натрия также взаимодействует с соляной кислотой:

 NaHCO₃   +  HCl   →  NaCl   +  CO₂ ↑  +  H₂O

Гидролиз карбонатов и гидрокарбонатов

Растворимые карбонаты и гидрокарбонаты гидролизуются по аниону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: CO₃^2- + H₂O = HCO₃^— + OH^—

II ступень: HCO₃^— + H₂O = H₂CO₃ + OH^—

Однако  карбонаты  и гидрокарбонаты алюминия, хрома (III) и железа (III) гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Al₂(SO₄)₃  +  6NaHCO₃  → 2Al(OH)₃  +  6CO₂  +  3Na₂SO₄

2AlBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6NaBr

Al₂(SO₄)₃  +  3K₂CO₃  +  3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  3CO₂↑  +  3K₂SO₄

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Поделиться ссылкой:

chemege.ru

2.2.3. Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, распадающиеся в водном растворе (или расплаве) на положительно заряженные ионы водорода и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка (определение Аррениуса).

Например:

HCl  H⁺ + Cl^

^{хлороводородная кислота ион водорода кислотный остаток}

Н₂SO₄  2Н⁺ + SO₄ ^2-

^{серная кислота ионы водорода кислотный остаток}

Классификация кислот

1. Все кислоты по основности можно подразделить на одноосновные и многоосновные.

Основность кислот определяется количеством атомов водорода в молекуле кислоты, которые могут замещаться на атомы металлов с образованием соли.

Одноосновные кислоты

Например:

HCI – хлороводородная (соляная кислота),

НJ – йодоводородная кислота,

HBr – бромоводородная кислота,

НNО₃ – азотная кислота,

НСN – циановодородная (синильная) кислота,

HPO₃ – метафосфорная кислота,

HNO₂ – азотистая кислота и др.

Многоосновные кислоты

а) двухосновные:

например:

Н₂S – сероводородная кислота,

H₂SO₄ – серная кислота,

Н₂SО₃ – сернистая кислота,

Н₂СО₃ – угольная кислота,

H₃PO₃ (H₂HPO₃) – фосфористая кислота.

в) трехосновные:

например:

H₃PO₄ – ортофосфорная кислота,

H₃AsO₄ – ортомышьяковая кислота и др.

2. По наличию в составе молекулы кислоты кислорода все кислоты подразделяются на бескислородные и кислородсодержащие (оксокислоты).

Бескислородные кислоты (как говорит само название) не содержат в своем составе кислорода.

Кислородсодержащие кислоты представляют собой гидраты кислотных оксидов (ангидридов кислот):

SO₂ + Н₂О = Н₂SО₃ – сернистая кислота,

CO₂ + H₂O = H₂CO₃ – угольная кислота,

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄ – ортофосфорная кислота.

Некоторые кислотные оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют, но соответствующие им гидраты, полученные другим способом, представляют собой кислородсодержащие кислоты.

Например:

SiO₂ + H₂O →

Данная реакция не идет, но в качестве гидрата оксиду кремния (IV) соответствует кремниевая кислота H₂SiO_3, которую можно получить косвенным путем.

3. В зависимости от количества молекул воды, присоединенных одной молекулой кислотного оксида (ангидрида), кислородсодержащие кислоты можно подразделить на мета-, пиро- и орто — формы.

Например:

Р₂О₅ + Н₂О = 2НРО₃ – метафосфорная кислота,

P₂O₅ + 2H₂O = H₄P₂O₇ – пирофосфорная кислота,

Р₂О₅ + ЗН₂О = 2Н₃РО₄ ортофосфорная кислота.

Если кислота имеет две формы, то менее богатая водой форма –это метаформа кислоты, более богатая водой форма  ортоформа кислоты.

Например:

НВО₂ – метаборная кислота,

Н₃ВО₃ – ортоборная кислота,

НА1O₂ – метаалюминиевая кислота,

H₃AlO₃ – ортоалюминиевая кислота и др.

Номенклатура кислот

Водные растворы галогеноводородов, а также водородных соединений серы, селена, теллура и некоторые другие рассматривают как бескислородные кислоты.

Названия бескислородных кислот образуются от названия неметалла с прибавлением слова водородная:

Например:

HF – фтороводородная кислота

НС1 – хлороводородная кислота

НВr – бромоводородная кислота

HJ – йодоводородная кислота

НСN – циановодородная кислота

НСNS – родановодородная кислота

Традиционные названия кислородсодержащих кислот образуются в зависимости от названия элемента, образующего кислоту (кислотообразующего элемента), с учетом степени его окисления. Если кислотообразующий элемент имеет высшую (совпадающую с номером группы в периодической системе элементов) или любую единственную степень окисления, то название кислоты складывается из названия элемента с добавлением следующих суффиксов: -н-, -ов- или -ев-.

Например:

H₂S⁺⁶O₄ – серная кислота,

НМn⁺⁷О₄ – марганцовая кислота,

H₂Ge⁺⁴O₃ – германиевая кислота.

Традиционные названия кислородсодержащих кислот представлены в табл. 2.1.

Таблица 2.1

Традиционные названия некоторых кислородсодержащих кислот

Формула	Название
H3AsO4	Ортомышьяковая кислота
H3AsO3	Ортомышьяковистая кислота
HAsO3	Метамышьяковая кислота
H3BO3	Ортоборная кислота
НВО2	Метаборная кислота
НВrO4	Бромная кислота
HBrO3	Бромноватая кислота
НВrО	Бромноватистая кислота
Н2CO3	Угольная кислота
HClO4	Хлорная кислота
HClO3	Хлорноватая кислота
HClO2	Хлористая кислота
НС1O	Хлорноватистая кислота
НМnО4	Марганцовая кислота
Н2МnО4	Марганцовистая кислота
НNO3	Азотная кислота
НNO2	Азотистая кислота
H3PO4	Фосфорная кислота
Н3PО3	Ортофосфористая кислота

Н4P2O7	Дифосфорная (пирофосфорная) кислота
H2SO4	Серная кислота
H2S2O7	Дисерная кислота
H2SO3	Сернистая кислота
H2SiO3	Кремниевая кислота
H2CrO4	Хромовая кислота
H2Cr2O7	Двухромовая кислота
CH3COOH	Уксусная кислота

studfiles.net

Кислоты — классификация, получение и свойства » HimEge.ru

Кислоты — электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка

Общая формула кислот H_nAc, где n – число атомов водорода, равное заряду иона кислотного остатка, Ac — кислотный остаток.

 

Сила кислот убывает в ряду:

HI > HClO₄ > HBr > HCl > H₂SO₄ > HNO₃ > H₂SO₃ > H₃PO₄ > HF > HNO₂ >H₂CO₃ > H₂S > H₂SiO₃

Кислородосодержащие  кислоты и соответствующие кислотные оксиды

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO₃, борная H₃BO₃. Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H₂SiO₃.

1) Взаимодействие простых веществ
(получают бескислородные кислоты)
H₂ + Cl₂ = 2HCl,

H₂ + S = H₂S.

2) Взаимодействие кислотных оксидов с водой
(получают кислородсодержащие кислоты)
 SO₃ + H₂O = H₂SO₄,

3) Взаимодействие солей с растворами сильных кислот
(получают слабые кислоты)
Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2NaCl,

SiO₃^2- + 2H⁺ = H₂SiO₃.

4) Электролиз водных растворов солей

2CuSO₄ + 2H₂O = 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄.

1) Растворы кислот кислые на вкус, изменяют окраску индикаторов:
лакмуса в красный цвет,  метилового оранжевого – в розовый, цвет фенолфталеина не изменяется.

В водном растворе растворимые кислоты диссоциируют, образуя ион водорода, и кислотный остаток:

HCl = H⁺ + Cl^—.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^—,

HSO₄^— = H⁺ + SO₄^2-.

Суммарное уравнение:

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-

2) Взаимодействие с металлами

Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂

Водород из кислот-неокислителей могут вытеснять только металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода.

Кислоты-окислители — азотная и серная конц., реагируют с металлами по-другому, потому что в качестве окислителя выступает элемент кислотного остатка, а не водород!

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂+ 2NO₂↑+2H₂O

Cu +2H₂SO_{4  конц} = CuSO₄+SO₂↑ + 2H₂O

3) Взаимодействие с основными оксидами

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

(если образуется растворимая соль)

4) Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O,

2H⁺ + 2OH^— = 2H₂O

2HCl + Cu(OH)₂ = CuCl₂ + 2H₂O,

Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O.

Многоосновные кислоты образуют кислые и средние соли:

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O,

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O.

5) Взаимодействие с солями

Реакции с солями происходят только в том случае, если в результате химического превращения образуется малодиссоциирующее вещество, выделяется газ или выпадает осадок.

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂↑ + H₂O,

CO₃^2- + 2H⁺ = CO₂ + H₂O.

В этом случае выделяется углекислый газ и образуется малодиссоциирующее вещество – вода.

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = H₂SiO₃↓ + Na₂SO₄,

SiO₃^2- + 2H⁺ = H₂SiO₃.

Реакция происходит, так как образуется осадок.

6) Специфические свойства кислот

Связаны с окислительно-восстановительными реакциями, бескислородные кислоты в растворе могут только окисляться (проявлять восстановительные свойства):

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^— = Cl₂⁰ + 2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 8H₂O,

H₂S^-2 + Br₂⁰ = S⁰ + 2HBr^—.

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться (проявлять восстановительные свойства), только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

H₂S⁺⁴O₃ + Cl₂⁰ + H₂O = H₂S⁺⁶O₄ + 2HCl^—.

Если центральный атом находится в максимальной степени окисления, то кислоты проявляют окислительные свойства, например, взаимодействие с металлами и неметаллами:

C⁰ + 2H₂S⁺⁶O₄ = C⁺⁴O₂ + 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O,

3P⁰ + 5HN⁺⁵O₃ + 2H₂O = 3H₃P⁺⁵O₄ + 5N⁺²O.

himege.ru