Кислоты органические и неорганические в химии

У
органических кислот своя классификация.

По типу углеводородного радикала
различают предельные карбоновые кислоты, у которых све связи
сигма-типа, например, пропановая кислота, или масляная; непредельные,
у которых есть кратные связи, например, акриловая, или пропэновая кислота; и ароматические
карбоновые кислоты, у которых есть ароматическое кольцо: например,
бензойная кислота.

По
числу карбоксильных групп различают одноосновные карбоновые кислоты, у
которых одна карбоксильная группа, например, муравьиная, уксусная кислота; двухосновные,
у которых две карбоксильные группы, например, щавелевая, малоновая кислота; и многоосновные
кислоты, у которых несколько карбоксильных групп, например, лимонная
кислота.

Органические
кислоты, как и неорганические, обладают кислотными свойствами, то есть
способностью к отщеплению иона водорода.

Карбоновые
кислоты
– слабые электролиты. Так, константа диссоциации уксусной кислоты: одна
целая восемь десятых на десять в минус пятой степени.

От чего же зависит сила карбоновой кислоты?

Во-первых, от строения. То есть чем больше положительный заряд
на атоме водорода в молекуле кислоты, тем более сильным электролитом она будет.
Наличие углеводородных радикалов с карбоксильной группой уменьшает способность
кислоты диссоциировать, поэтому и сила кислоты будет уменьшаться.

Так, в ряду от муравьиной до два-два-диметил-пропановой кислоты
сила кислот будет уменьшаться.

• То есть самой сильной кислотой будет муравьиная, или
  метановая кислота, у которой и самая высокая константа диссоциации.
• Введение
  электроноакцэпторных заместителей увеличивает положительный заряд на томе
  водорода, а значит, и силу кислоты.
• Например,
  в ряду от уксусной до трихлор-уксусной кислоты сила кислот будет увеличиваться,
  так как увеличивается число электроноакцэпторного заместителя – хлора. 

Карбоновые кислоты
обладают свойствами, характерными для минеральных кислот. Из-за смещения
электронной плотности от гидроксильной группы к сильно поляризованной
карбонильной группе молекулы карбоновых кислот способны к электролитической
диссоциации.

Так, при
диссоциации уксусной кисоты образуется ион водорода и ацэтат-ион.

Неорганические
кислоты в растворе также диссоциируют с образованием ионов водорода и изменяют
окраску индикаторов. При диссоциации соляной кислоты образуются ионы водорода и
хлорид-ионы.

Органические и
неорганические кислоты реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду
напряжений металлов до водорода.

Например, в
реакции уксусной кислоты с магнием образуется соль – ацэтат магния и выделяется
газ – водород, в реакции соляной кислоты с магнием образуется соль – хлорид
магния и газ водород.

Органические и
неорганические кислоты реагируют с основными и амфотэрными оксидами.

В реакции уксусной
кислоты с основным оксидом – оксидом меди два, образуется соль – ацэтат меди
два и вода; в реакции соляной кислоты с оксидом меди два образуется соль –
хлорид меди два и вода.

1. В реакции уксусной
   кислоты с амфотэрным оксидом – оксидом алюминия образуется соль – ацэтат
   алюминия и вода; в реакции соляной кислоты с оксидом алюминия образуется хлорид
   алюминия и вода.

Органические и
неорганические кислоты взаимодействуют с основаниями. Эти реакции
являются реакциями нейтрализации.

• Так, в реакции
  уксусной кислоты с гидроксидом калия образуется соль – ацэтат калия и вода, в
  реакции соляной кислоты с гидроксидом калия образуется соль – хлорид калия и
  вода.
• Органические и
  неорганические кислоты реагируют с аммиаком с образованием солей аммония.
• Например, в
  реакции уксусной кислоты с аммиаком образуется соль – ацэтат аммония; в реакции
  соляной кислоты с аммиаком образуется соль – хлорид аммония.
• Органические и
  неорганические кислоты реагируют с солями слабых кислот.
• Так, в реакции
  уксусной кислоты с карбонатом натрия образуется соль – ацэтат натрия,
  углекислый газ и вода; в реакции соляной кислоты с карбонатом натрия образуется
  соль – хлорид натрия, углекислый газ и вода.

Таким образом,
химические свойства органических кислот обусловлены в основном наличием в
молекуле карбоксильной группы. Общие свойства органических и неорганических
кислот проявляются в реакциях с основаниями, некоторыми активными металлами,
основными и амфотэрными оксидами, солями более слабых кислот.

Источник: https://videouroki.net/video/41-organicheskie-i-neorganicheskie-kisloty.html

Классификация неорганических веществ

Неорганическая химия — раздел химии, изучающий строение и химические свойства неорганических веществ.

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли. Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты (в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

• CuO — соответствует основанию Cu(OH)2
• Li2O — соответствует основанию LiOH
• FeO — соответствует основанию Fe(OH)2 (сохраняем ту же СО = +2)
• Fe2O3 — соответствует основанию Fe(OH)3 (сохраняем ту же СО = +3)
• P2O5 — соответствует кислоты H3PO4

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

• Основные

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются исключительно металлами. Примеры: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O CaO, FeO, CrO, MnO. Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют. Li2O + H2O → LiOH (основный оксид + вода → основание) Li2O + P2O5 → Li3PO4 (осн. оксид + кисл. оксид = соль) Li2O + H3PO4 → Li3PO4 + H2O (осн. оксид + кислота = соль + вода) Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

• Амфотерные (греч. ἀμφότεροι — двойственный)

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, MnO2, PbO, PbO2, Ga2O3. С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами. Fe2O3 + K2O → (t) KFeO2 (амф. оксид + осн. оксид = соль) ZnO + KOH → K2[Zn(OH)4] (амф. оксид + основание = комплексная соль) ZnO + N2O5 → Zn(NO3)2 (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции) Fe2O3 + HCl → FeCl3 + H2O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)

• Кислотные

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO2, SO3, P2O5, N2O3, NO2, N2O5, SiO2, MnO3, Mn2O7. Каждому кислотному оксиду соответствует своя кислота. Это особенно важно помнить при написании продуктов реакции: следует сохранять степени окисления. Некоторым кислотным оксидам соответствует сразу две кислоты.

• SO2 — H2SO3
• SO3 — H2SO4
• P2O5 — H3PO4
• N2O5 — HNO3
• NO2 — HNO2, HNO3

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO2 + Na2O → Na2SO3 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO3 + Li2O → Li2SO4 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P2O5 + NaOH → Na3PO4 + H2O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

При реакции с водой кислотный оксид превращается в соответствующую ему кислоту. Исключение SiO2 — не реагирует с водой, так как продукт реакции — H2SiO3 является нерастворимой кислотой.

• Mn2O7 + H2O → HMnO4 (сохраняем СО марганца +7)
• SO3 + H2O → H2SO4 (сохраняем СО серы +6)
• SO2 + H2O → H2SO3 (сохраняем СО серы +4)

1. Несолеобразующие оксиды — оксиды неметаллов, которые не имеют соответствующих им гидроксидов и не вступают в реакции солеобразования. К таким оксидам относят:
2. Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей. Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:
3. FeO + CO → Fe + CO2 (восстановление железа из его оксида)

Основания

Основания — химические соединения, обычно характеризуются диссоциацией в водном растворе с образованием гидроксид-анионов. Растворимые основания называются щелочами: NaOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.

Гидроксиды щелочных металлов (Ia группа) называются едкими: едкий натр — NaOH, едкое кали — KOH.

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

NaOH + HCl → NaCl + H2O (основание + кислота = соль + вода — реакция нейтрализации)

Mg(OH)2 → (t) MgO + H2O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

• Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH3 + H2O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH4OH, которое распадается на NH3 и H2O)
• LiOH + MgCl2 → LiCl2 + Mg(OH)2↓
• KOH + BaCl2 ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)
• В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Амфотерные оксиды соответствуют амфотерным гидроксидам. Их свойства такие же двойственные: они реагирую как с кислотами — с образованием соли и воды, так и с основаниями — с образованием комплексных солей.

1. Al(OH)3 + HCl → AlCl3 + H2O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)
2. Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)
3. При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.
4. Al(OH)3 + KOH → (t) KAlO2 + H2O (амф. гидроксид + основание = (прокаливание) соль + вода — при высоких температурах вода испаряется, и комплексная соль образоваться не может)

Кислоты

Кислота — химическое соединение обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. По классификации кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные.

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

• H3PO4 + LiOH → Li3PO4 + H2O (кислота + основание = соль + вода — реакция нейтрализации)
• Zn + HCl → ZnCl2 + H2↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)
• Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)
• Существуют нестойкие кислоты, которые в водном растворе разлагаются на кислотный оксид (газ) и воду — угольная и сернистая кислоты:

• H2CO3 → H2O + CO2↑
• H2SO3 → H2O + SO2↑

Записать эти кислоты в растворе в виде «H2CO3 или H2SO3» — будет считаться ошибкой. Пишите угольную и сернистую кислоты в разложившемся виде — виде газа и воды.

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз. В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

1. Однако невозможно (и противоречит законам логики) получить из более слабой кислоты сильную, например из уксусной — серную кислоту. Природу не обманешь ?
2. K2S + HCl → H2S + KCl (из сильной — соляной кислоты — получили более слабую — сероводородную)
3. K2SO4 + CH3COOH ↛ (реакция не идет, так как из слабой кислоты нельзя получить сильную: из уксусной — серную)

Подчеркну важную деталь: гидроксиды это не только привычные нам NaOH, Ca(OH)2 и т.д., некоторые кислоты также считаются кислотными гидроксидами, например серная кислота — H2SO4. С полным правом ее можно записать как кислотный гидроксид: SO2(OH)2

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Соли

Соль — ионное соединение, образующееся вместе с водой при нейтрализации кислоты основанием (не единственный способ). Водород кислоты замещается металлом или ионом аммония (NH4). Наиболее известной солью является поваренная соль — NaCl.

По классификации соли бывают:

• Средние — продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: KNO3, NaCl, BaSO4, Li3PO4
• Кислые — продукт неполного замещения атомов водорода: LiHSO4, NaH2PO4 и Na2HPO4 (гидросульфат лития, дигидрофосфат и гидрофосфат натрия)
• Основные — продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток: CrOHCl (хлорид гидроксохрома II)
• Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток (NaCr(SO4)2
• Смешанные — содержат один металл и два кислотных остатка MgClBr (хлорид-бромид магния
• Комплексные — содержат комплексный катион или анион — атом металла, связанный с несколькими лигандами: Na[Cr(OH)4] (тетрагидроксохромат натрия)

Растворы или расплавы солей могут вступать в реакцию с металлом, который расположен левее металла, входящего в состав соли. В этом случае более активный металл вытеснит менее активный из раствора соли. Например, железо способно вытеснить медь из ее солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (железо стоит левее меди в ряду активности и способно вытеснить медь из ее солей)

Замечу важную деталь: исход реакции основание + кислота иногда определяет соотношение. Запомните, что если двух- или трехосновная кислота дана в избытке — получается кислая соль, если же в избытке дано основание — средняя соль.

NaOH + H2SO4 → NaHSO4 (кислота дана в избытке)

Если в ходе реакции соли с кислотой, основанием или другой солью выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Кислую соль также можно получить в реакции соли с соответствующей двух-, трехосновной кислотой.

• Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2↑ (сильная кислота — соляная, вытесняет слабую — угольную)
• MgCl2 + LiOH → Mg(OH)2↓ + LiCl
• K2SO4 + H2SO4 → KHSO4 (средняя соль + кислота = кислая соль)
• Чтобы сделать из кислой соли — среднюю соль, нужно добавить соответствующее основание:
• KHSO4 + KOH → K2SO4 + H2O (кислая соль + основание = средняя соль)

Источник: https://studarium.ru/article/161

Органические кислоты

• Карбоновые кислоты
• Если в неорганической химии понятие «кислота» определяется наличием протона водорода в растворе H+, то органические кислоты определяются группой -СOOH.
• 
• Карбоксильная группа -COOH состоит по сути из двух групп: карбонильной -СOH (альдегидная группа) и гидроксильной группы -OH (в органической химии эта группа относится к спиртам).
• Интересно то, что группа -СOH очень редко вступает в химические реакции (в школьном курсе и в формате ЕГЭ — крайне редко), а вот гидроксильная группа -OH — «отдувается за двоих»! ????
• Классификация органических кислот
• 
• Здесь все просто — деление по числу карбоксильных групп и по составу радикала.
• Номенклатура
• Номенклатура карбоновых кислот достаточно проста:

• название R по общему количеству атомов + «-овая» + «кислота«. Если карбоксильный групп несколько, то перед «-овая» указывается количество групп — «-диовая», «-триовая» и т.д.

• нумерация цепи начинается от карбоксильной группы

• С6H5COOH — бензойная кислота (бензолкарбоновая кислота)

Изомерия органических кислот

• Начиная с С4 — изомерия углеродного скелета
• межклассовая: органические кислоты изомерны сложным эфирам:

Физические свойства:

• Естественно, это жидкости. «Естественно» — т.к. такие молекулы образуют водородные связи.
• Хорошо растворимы в воде (тоже следствие водородных связей)

Химические свойства карбоновых кислот

Карбоксильная группа устроена таким образом, что молекула достаточно легко может отщеплять водород — проявлять свойства кислоты. Кислород карбонильной группы тянет электронную плотность на себя, поэтому связь O-H в гидроксильной группе поляризуется, и H становится более подвижным.

Важно понимать, что органические кислоты НАМНОГО слабее неорганических (но: угольная H2CO3 и кремниевая H2SiO3 — слабее органических). 

Соответственно, органические кислоты реагируют с

• металлами и их соединениями:
  2CH3COOH + 2Na = 2CH3COONa + H2
  2CH3COOH + CaO = (CH3COO)2Ca + H2O
  CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
• вытесняют более слабые кислоты из их солей:
  2СH3COOH + Na2CO3 = 2CH3COONa + CO2 + H2O
• Реакции этерификации = образования сложных эфиров:

CH3COOH + CH3OH = CH3COOCH3 + H2O

• Восстанавливаются до альдегидов

Получение кислот

• Оокислением из альдегидов и спиртов
• Гидролиз сложных эфиров:
  CH3COOCH3 + H2O (KOH) = CH3COOH + CH3OH
• Именно метановую кислоту можно получить из неорганических продуктов:
  NaOH + CO → HCOONa → (+H2SO4, −Na2SO4) HCOOH

• в ЕГЭ это вопрос  А16 — Характерные химические свойства альдегидов, предельных карбоновых кислот
• в ГИА (ОГЭ) это B2 — Пер­во­на­чаль­ные сведения об ор­га­ни­че­ских веществах: кис­ло­род­со­дер­жа­щих веществах: кар­бо­но­вых кислотах

Обсуждение: «Органические кислоты»

(Правила комментирования)

Источник: https://distant-lessons.ru/ximiya/organicheskie-kisloty

Неорганические кислоты

Сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка, называются минеральными или неорганическими кислотами. Кислотным остатком являются оксиды и неметаллы, соединённые с водородом. Главное свойство кислот – способность образовывать соли.

Основная формула минеральных кислот – HnAc, где Ac – кислотный остаток. В зависимости от состава кислотного остатка выделяют два типа кислот:

• кислородные, содержащие кислород;
• бескислородные, состоящие только из водорода и неметалла.

Основной список неорганических кислот в соответствии с типом представлен в таблице.

Тип	Название	Формула
Кислородные	Азотная	HNO3
Азотистая	HNO2
Борная	H3BO3
Дихромовая	H2Cr2O7
Йодная	H5IO6
Йодноватая	HIO3
Кремниевые – метакремниевая и ортокремниевая	H2SiO3 и H4SiO4
Марганцовая	HMnO4
Марганцовистая	H2MnO4
Метафосфорная	HPO3
Мышьяковая	H3AsO4
Ортофосфорная	H3PO4
Серная	H2SO4
Сернистая	H2SO3
Тиосерная	H2S2O3
Тетратионовая	H2S4O6
Угольная	H2CO3
Фосфористая	H3PO3
Фосфорноватистая	H3PO2
Хлорная	HClO4
Хлорноватая	HClO3
Хлористая	HClO2
Хлорноватистая	HClO
Хромовая	H2CrO4
Циановая	HOCN
Бескислородные	Фтороводородная (плавиковая)	HF
Хлороводородная (соляная)	HCl
Бромоводородная	HBr
Йодоводородная	HI
Сероводородная	H2S
Циановодородная	HCN

Кроме того, в соответствии со свойствами кислоты классифицируются по следующим признакам:

• растворимость: растворимые (HNO3, HCl) и нерастворимые (H2SiO3);
• летучесть: летучие (H2S, HCl) и нелетучие (H2SO4, H3PO4);
• степень диссоциации: сильные (HNO3) и слабые (H2CO3).

Рис. 1. Схема классификации кислот.

Для обозначения минеральных кислот используются традиционные и тривиальные названия. Традиционные названия соответствуют наименованию элемента, который образует кислоту с добавлением морфем -ная, -овая, а также -истая, -новатая, -новатистая для обозначения степени окисления.

Основные методы получения кислот представлены в таблице.

Метод	Описание	Примеры
Взаимодействие простых веществ	Образование бескислородных кислот	– H2 + Cl2 = 2HCl; – H2 + S = H2S
Взаимодействие оксидов с водой	Образование кислородных кислот	SO3 + H2O = H2SO4
Взаимодействие солей с растворами кислот	Получение слабых кислот	Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl
Электролиз	Под действием электричества водные растворы солей образуют сильные кислоты	2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2 + 2H2SO4

Большинство кислот – жидкости с кислым вкусом. Вольфрамовая, хромовая, борная и несколько других кислот находятся в твёрдом состоянии при нормальных условиях. Некоторые кислоты (Н2СО3, H2SO3, HClO) существуют только в виде водного раствора и относятся к слабым кислотам.

Рис. 2. Хромовая кислота.

Кислоты – активные вещества, реагирующие:

• с металлами:
• с оксидами:
  CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O;
• с основанием:
  H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O;
• с солями:
  Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O.

Все реакции сопровождаются образованием солей.

Возможна качественная реакция с изменением цвета индикатора:

• лакмус окрашивается в красный;
• метил оранж – в розовый;
• фенолфталеин не меняется.

Рис. 3. Цвета индикаторов при взаимодействии кислоты.

Химические свойства минеральных кислот определяются способностью диссоциироваться в воде с образованием катионов водорода и анионов водородных остатков. Кислоты, реагирующие с водой необратимо (диссоциируются полностью) называются сильными. К ним относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная.

Неорганические кислоты образованы водородом и кислотным остатком, которым являются атомы неметалла или оксид. В зависимости от природы кислотного остатка кислоты классифицируются на бескислородные и кислородсодержащие.

Все кислоты имеют кислый вкус и способны диссоциироваться в водной среде (распадаться на катионы и анионы). Кислоты получают из простых веществ, оксидов, солей.

При взаимодействии с металлами, оксидами, основаниями, солями кислоты образуют соли.

Средняя оценка: 4.4. Всего получено оценок: 119.

Источник: https://obrazovaka.ru/himiya/neorganicheskie-kisloty-spisok-osnovnye-formuly.html

Кислоты — классификация, свойства, получение и применение

Кислоты (неорганические, минеральные) — это сложные соединения состоящие из катиона водорода (H+) и аниона кислотного остатка(SO32-, SO42-, NO3—  и т.д). 

Кислотам дали такое название не просто так. Большинство из них имеют кислый вкус. С некоторыми из них знаком каждый из вас. Это, например, уксусная кислота, которая есть в каждом доме, аскорбиновая кислота (она же витамин C), лимонная кислота и т.д. Но не стоит все кислоты пробовать на вкус. Кислоты являются очень едкими веществами.

 Даже всем нам привычная и известная аскорбиновая кислота в большой концентрации будет вредна нашему организму. А от более сильных кислот — серной, соляной и даже уксусной — можно получить очень сильные ожоги, вплоть до летального исхода.

Поэтому при работе с кислотами нужно быть осторожными, а также соблюдать технику безопасности!!!

Таблица названий некоторых кислот и их солей

Название кислотыФормулаНазвание соли

Серная	H2SO4	Сульфат
Сернистая	H2SO3	Сульфит
Сероводородная	H2S	Сульфид
Соляная (хлористоводородная)	HCl	Хлорид
Фтороводородная (плавиковая)	HF	Фторид
Бромоводородная	HBr	Бромид
Йодоводородная	HI	Йодид
Азотная	HNO3	Нитрат
Азотистая	HNO2	Нитрит
Ортофософорная	H3PO4	Фосфат
Угольная	H2CO3	Карбонат
Кремниевая	H2SiO3	Силикат
Уксусная	CH3COOH	Ацетат

Классификация кислот

По содержанию кислорода

Кислородсодержащие (H2SO4)	Бескислородные (HCl)

По количеству содержащихся катионов водорода (H+)

Одноосновные (HCl)	Двухосновные (H2SO4)	Трёхосновные (H3PO4)

Понятие «одноосновная кислота» произошло по причине того, что для нейтрализации одной молекулы одноосновной кислоты нам понадобится одна молекула основания. для двухосновной — соответственно две молекулы и т. д.

По растворимости (в воде)

Растворимые (HCl)	Нерастворимые (H2SiO3)

По силе (степени диссоциации)

Сильные (H2SO4)	Слабые (CH3COOH)

По летучести

Летучие (H2S)	Нелетучие (H2SO4)

По устойчивости

Устойчивые (H2SO4)	Неустойчивые (H2CO3)

Свойства кислот

Изменение цвета индикаторов в кислой среде

ИндикаторНейтральная средаКислая среда

Метилоранж	оранжевый	красный
Лакмус	фиолетовый	красный
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный
Бромтимоловый синий	зеленый	желтый
бромкрезоловый зеленый	синий	желтый

Химические свойства кислот

• Взаимодействие с металлами (в ряду активности находящихся до водорода), протекает с выделением газообразного водорода и образованием солей: 

H2SO4 + 2Na → Na2SO4 + H2↑

Металлы, находящиеся в ряду активности после водорода,  не вступают в реакцию с кислотой (кроме концентрированной серной кислоты).

Азотная и концентрированная серная кислоты проявляют свойства окислителей, и продукты реакций будут зависеть от концентрации, температуры и природы восстановителя.

• Взаимодействуют с оксидами основных и амфотерных металлов с образованием солей и воды:

H2SO4 + MgO → MgSO4 + H2O

• С основаниями, с образованием солей и воды (так называемая реакция нейтрализации):

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O

• Кислоты могут взаимодействовать с солями, если в результате реакции будет образовываться нерастворимая соль, или выделяться газ:

H2SO4 + K2CO3 → K2SO4 + H2O + CO2↑

• Сильные кислоты могут вытеснять из солей более слабые кислоты:

3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4

Получение кислот

• Взаимодействие кислотного оксида с водой:

H2O + SO3 →H2SO4

• Взаимодействие водорода и неметалла:

H2 + Cl2 → 2HCl

• Вытеснение слабой кислоты из солей, более сильной кислотой:

3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4

Применение кислот

В настоящее время, минеральные и органические кислоты находят множество сфер применения.  

Серная кислота (H2SO4), находит широкое применение в химической технологии, для производства лакокрасочных материалов, производстве минеральных удобрений, в пищевой промышленности (пищевая добавка Е513), в качестве электролита в производстве аккумуляторных батарей.

Раствор двухромовокислого калия в серной кислоте (хромовая смесь) используются в лабораториях для мытья химической посуды. Являясь сильным окислителем, хромка позволяет отмывать посуду от следов загрязнений органическими веществами. Так же, хромовая смесь используется в органическом синтезе.

Борная кислота (H3BO3) используется в медицине как антисептик, в качестве флюса при пайке металлов, как борсодержащее удобрение, в домашнем хозяйстве используется как средство от тараканов.

Широко известны в домашнем использовании при выпечке уксусная и лимонная кислоты. Также в быту их используют для удаления накипи.

Знакомая всем с детства аскорбиновая кислота, более известная в народе как витамин С, применяется при лечении простудных заболеваний.

Азотная кислота (HNO3) находит применение при производстве взрывчатых веществ, при производстве минеральных азотсодержащих удобрений (аммиачная, калиевая селитра), в производстве лекарственных средств (нитроглицерин).

Источник: https://in-chemistry.ru/kisloty-klassifikatsiya-svojstva-poluchenie-primenenie

Урок химии в 11 классе по теме: «Кислоты органические и неорганические»

• Тема урока: Кислоты неорганические и органические.
• Цель: Изучение и закрепление знаний о кислотах и их свойствах.
• Задачи.
• Образовательные: выработать представление о наличие общих химических свойств кислот; закрепить умения пользоваться рядом напряжения металлов и таблицей растворимости.
• Развивающие:выяснить причины общности химических свойств кислот;
• прогнозировать возможные химические реакции кислот с использованием ряда напряжений металлов и таблицы растворимости; установить закономерности и отработать умения писать уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями, основными оксидами, металлами и солями; отработать навыки работы с лабораторным оборудованием.
• Воспитательные: осознание учащимися места неорганических кислот в системе естествознания наряду с организмами; понимание взаимосвязи полученных знаний о химических свойствах кислот с функционированием организма человека, применение в быту.
• Оборудование: микролаборатория для химического эксперимента, влажные салфетки, аскорбиновая кислота, лимон, NaOH, Na2CO3, HCl, CaO, Zn, фенолфталеин, индикаторная бумага, пробирки
• Ход урока
• 1.Организационный момент
• 2.Изучение нового
• Учитель: Тема нашего урока: «Кислоты органические и неорганические».

Мы с вами сегодня повторим, обобщим, систематизируем и углубим знания о неорганических и органических кислотах, об их составе, свойствах и применении. Во время работы на уроке будут проводится лабораторные опыты. Работу вы будете выполнять в группах по инструкции, которая находится у вас на столах. Результаты работы вы запишите в таблицу «Общие химические свойства кислот», которую вы подпишите и сдадите на проверку. Каждая группа будет отчитываться за выполненное задание.

Учитель: В повседневной жизни, в быту и природе мы часто сталкиваемся с кислотами. Скажите, где вы используете, и встречаются кислоты?

1. Ученики:
2. Если ты проглотил аскорбинку,
3. Твой организм получил витаминку.
4. Она закрывает болезни врата –
5. Аскорбиновая кислота.
6. Вы простудились – болит голова,
7. Вас аспирин выручает всегда.
8. Ну, и бесспорно, полезен лимон,
9. Кислотою, лимонной наполнен он.
10. Жуйте лимон, если горло болит,
11. Сок чудотворный вас исцелит.
12. Яблоко ешь – кислый вкус, красота,
13. В яблоке яблочная кислота.
14. Яблочный уксус по ложечке пейте,
15. Вы обязательно похудеете.
16. Уксус в столовой на кухне хранится
17. Для консервации он пригодится.
18. Ну и компресс из него помогает,
19. Быстро он жар при простуде снижает.
20. Фрукты и овощи, щавель, крапива
21. Содержат кислоты – это не диво.
22. Есть в муравьях и крапиве – невинная,
23. С пользой для нас кислота муравьиная.
24. Жжёт она кожу, но есть в ней и прок-
25. Ваш ревматизм она вылечит в срок.
26. Лучше не жуйте косточки вишни,
27. Косточки сливы – это всё лишнее.
28. Будет вам плохо – диагноз такой:
29. Отравились синильной вы кислотой.
30. Учитель: Вы просто молодцы, знаете, где встречаются кислоты в природе.
31. Я лишь хочу добавить, что в желудке человека содержится сильная бескислородная одноосновная кислота — своеобразный санитарный кордон для микробов, которые попадают в организм с пищей.
32. При скисании виноградного сока получается уксусная кислота, а при скисании молока или квашении капусты и при силосовании кормов для скота – молочная кислота.
33. Учитель: в 8, 9и 10 классах вы уже говорили о кислотах, поэтому я прошу вас вспомнить определение кислоты.
34. Ученики: Кислоты — это сложные вещества, в молекулах которых один или несколько атомов соединены с кислотными остатками.
35. Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка.
36. Какое определение можно дать органическим кислотам?

Учитель: Как и в биологии в химии существует классификация. Кислоты можно классифицировать по нескольким признакам, классификация кислот распечатана и лежит на ваших столах. Как же классифицируют кислоты? Каковы принципы классификации?

Ученики: рассказывают о классификации кислот.

Учитель: А теперь рассмотрим химические свойства кислот. Какими же свойствами будут обладать кислоты?

• Ученики: кислый вкус, действие на индикаторы, электрическая проводимость растворов, взаимодействие с металлами, оксидами металлов, основаниями, солями – все эти свойства характерны как для органических, так и для неорганических кислот.
• Учитель: проведём лабораторную работу по инструкциям, которые находятся на ваших столах.
• Инструкция для выполнения лабораторной работы
• Инструкция к заданию 1
• Цель: сравнить взаимодействие неорганических и органических кислот с металлами.
• Оборудование и реактивы: растворы соляной и уксусной кислот, пробирки, магний, цинк.

Возьмите пробирку и налейте в неё 1мл соляной кислоты и поместите туда 1-2 гранулы цинка. Что наблюдаете? Во вторую пробирку поместите 1-2 гранулы цинка и добавьте 1мл уксусной кислоты. Что наблюдаете? Повторите опыте с магнием соляной и уксусной кислотами. Сделайте запись в таблице. Запишите уравнения реакций.

1. Инструкция к заданию 2
2. Цель: сравнить взаимодействие неорганических и органических кислот с оксидами металлов.
3. Оборудование и реактивы: растворы соляной и уксусной кислот, пробирки, оксид кальция.

В 2 пробирки поместите немного оксида кальция. Прилейте к нему растворы соляной и уксусной кислот. Что наблюдаете? Сделайте соответствующую запись в таблице. Составьте уравнения химических реакций.

• Инструкция к заданию 3
• Цель: сравнить взаимодействие неорганических и органических кислот с солями
• Оборудование и реактивы: растворы соляной и уксусной кислот, пробирки, раствор карбоната натрия

В 2 пробирки налейте по 1-2 мл раствора карбоната натрия, затем к нему прилейте растворы соляной и уксусной кислот. Что наблюдаете? Сделайте соответствующую запись в таблице. Составьте уравнения химических реакций.

1. Инструкция к заданию 4
2. Цель: сравнить взаимодействие неорганических и органических кислот с основаниями
3. Оборудование и реактивы: растворы соляной и уксусной кислот, пробирки, растворы гидроксида натрия и фенолфталеин.

В пробирку налейте 1мл гидроксида натрия, добавьте в него несколько капель фенолфталеина. Что наблюдаете? Затем по каплям прилейте соляной кислоты. Что наблюдаете? Во второй пробирке проведите такую же реакцию с уксусной кислотой. Сделайте соответствующую запись в таблицу

Учитель: результаты опытов учащиеся вносят в таблицу « Свойства кислот».

Учитель: Давайте подведём итог урока и ответим на вопросы.

1.В чём проявляется сходство органических и неорганических кислот?

2.Чем определяются свойства органических и неорганических кислот?

3.Как можно определить наличие кислот в продуктах питания?

4.Почему при изжоге медики советуют применять растворы пищевой соды или лекарственные препараты, содержащие карбонат кальция, гидроксиды алюминия или магния?

5.Каково применение кислот в быту? Какие кислоты находят наибольшее применение в быту?

3.Рефлексия

Учитель: как вам понравился урок? Выразите своё отношение к уроку путём выбора картинки №1 или №2 на слайде презентации. А теперь для закрепления выполните тесты.

• 4.Закрепление
• Выбери правильный ответ.
• А-1
• С какими из приведённых веществ не будет взаимодействовать соляная кислота:
• а) Al
• б) Hg
• в) Zn
• А-2
• В какой цвет окрасится лакмус в растворе соляной кислоты:
• а) синий
• б) малиновый
• в) красный
• А-3
• Реакция взаимодействия кислот со щелочами называется:
• а) замещения
• б) нейтрализации
• в) соединения
• А -4
• В результате взаимодействия соляной кислоты с нитратом серебра выпадает :
• а) чёрный осадок
• б) красный осадок
• в) белый осадок
• А -5
• За общие свойства кислот отвечает:
• а) ион водорода
• б) ион металла
• в) ион кислотного остатка.
• А-6 С какими веществами реагирует уксусная кислота:
• А) оксид магния б) углекислый газ в) соляная кислота
• А-7 Реакция этерификации – взаимодействие кислоты с
• А) металлом б) спиртом в) основанием

А-8 Первые представители кислот при н.у. по агрегатному состоянию

1. А)твердые б)газы в) жидкости
2. А-9кислотные остатки карбоновых кислот имеют заряд
3. А)-2 б)+1 в)-1
4. А-10 Кислотам изомерны
5. А)спирты б)сложные эфиры в) альдегиды

5.Задание на дом: п 22.№1-7

Источник: https://infourok.ru/urok-himii-v-klasse-po-teme-kisloti-organicheskie-i-neorganicheskie-847507.html

Неорганические кислоты — это… Что такое Неорганические кислоты?

Основная статья: Кислота

Неоргани́ческие (минера́льные) кисло́ты — неорганические вещества, обладающие комплексом физико-химических свойств, которые присущи кислотам. Вещества кислотной природы известны для большинства химических элементов за исключением щелочных и щёлочноземельных металлов.

Свойства и классификация неорганических кислот

Формы существования и агрегатное состояние

Большинство неорганических кислот при обычных условиях существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (ортофосфорная, борная, вольфрамовая, поликремниевые (гидраты SiO2) и др.).

Кислотами также являются водные растворы некоторых газообразных соединений (галогеноводородов, сероводорода H2S, диоксида азота NO2, диоксида углерода CO2 и др.). Некоторые кислоты (например, угольную Н2СО3, сернистую Н2SO3, хлорноватистую HClO и др.

) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений, они существуют только в растворе.

По химическому составу различают бескислородные кислоты (HCl, H2S, HF, HCN) и кислородсодержащие (оксокислоты)(H2SO4, H3PO4)[1].

Состав бескислородных кислот можно описать формулой: HnХ, где Х — химический элемент образующий кислоту (галоген, халькоген) или бескислородный радикал: например, бромоводородная HBr, циановодородная HCN, азидоводородная HN3 кислоты.

В свою очередь, все кислородсодержащие кислоты имеют состав, который можно выразить формулой: НnXОm, где X — химический элемент, образующий кислоту.

Таутомерные формы родановодородной кислоты

Таутомерные формы фосфористой кислоты

Атомы водорода в кислородсодержащих кислотах чаще всего связаны с кислородом полярной ковалентной связью. Известны кислоты с несколькими (чаще двумя) таутомерными или изомерными формами, которые различаются положением атома водорода:

Отдельные классы неорганических кислот образуют соединения, в которых атомы кислотообразующего элемента образуют молекулярные гомо- и гетерогенные цепные структуры. Изополикислоты — это кислоты, в которых атомы кислотообразующего элемента связаны через атом кислорода (кислородный мостик).

Существуют кислоты, молекулярная структура которых образована цепочкой одинаковых кислотообразующих атомов, например в политионовых кислотах H2SnO6 или в сульфанах H2Sn, где n≥2.

Отдельно выделяют пероксокислоты — кислоты, содержащие пероксогруппы [–O–O–], например пероксомоносерная H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты. Тиокислотами называют кислоты, содержащие вместо атомов кислорода атомы серы, например тиосерная кислота H2SO3S. Существуют и комплексные кислоты, например: H2[SiF6], H[AuCl4], H4[Fe(CN)6] и др.

Равновесные процессы в водных растворах

Химические свойства кислот определяются способностью их молекул диссоциировать в водной среде с образованием гидратированных ионов H+ и анионов кислотных остатков А–:

(упрощённая запись)

В зависимости от значения константы химического равновесия, также называемой константой кислотности Ka[2], выделяют сильные и слабые кислоты:

Из числа распространённых кислот к сильным относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная. Азотистая HNO2, угольная H2CO3 (CO2·H2O), фтороводородная HF – примеры слабых кислот. Также используется более детальная классификация по значению Ka на очень слабые (≤10-7), слабые (~10-2), средней силы (~10-1), сильные (~103), очень сильные (≥108).

Для неорганических кислородсодержащих кислот вида HnXOm известно эмпирическое правило, по которому значение первой константы связано со значением (m – n). При (m – n) = 0 кислота очень слабая, при 1 — слабая, при 2 — сильная, и, наконец, при 3 — кислота очень сильная[3]:

Кислота
Значение
(m – n)
Ka

HClO		10-8
H3AsO3		10-10
Н2SО3	1	10-2
Н3РО4	1	10-2
HNO3	2	101
H2SO4	2	103
HClO4	3	1010

Данная закономерность обусловлена усилением поляризации связи Н-О вследствие сдвига электронной плотности от связи к электроотрицательному атому кислорода по подвижным π-связям Э=O и делокализацией электронной плотности в анионе.

Неорганические кислоты обладают свойствами, общими для всех кислот, среди которых: окрашивание индикаторов, растворение активных металлов с выделением водорода (кроме HNO3), способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:

Число атомов водорода, отщепляемых от молекулы кислоты и способных замещаться на металл с образованием соли, называется основностью кислоты. Кислоты можно разделить на одно-, двух- и трехосновные. Кислоты с более высокой основностью неизвестны.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя константа кислотности, причем всегда каждая последующая Кa меньше предыдущей ориентировочно на пять порядков. Ниже показаны уравнения диссоциации трехосновной ортофосфорной кислоты:

Основность определяет число рядов средних и кислых солей − производных кислоты[4].

К замещению способны только атомы водорода, входящие в состав гидроксигрупп −OH, поэтому, например, ортофосфорная кислота H3PO4 образует средние соли — фосфаты вида Na3PO4, и два ряда кислых − гидрофосфаты Na2HPO4 и дигидрофосфаты NaH2PO4. Тогда как, у фосфористой кислоты H2(HPO3) только два ряда − фосфиты и гидрофосфиты, а у фосфорноватистой кислоты H(H2PO2) − только ряд средних солей − гипофосфитов.

Исключение составляет борная кислота H3BO3, которая в водном растворе существует в виде одноосновного гидроксокомплекса:

Современные теории кислот и оснований значительно расширяют понятие кислотных свойств.

Так, кислота Льюиса — вещество, молекулы или ионы которого способны принимать электронные пары, в том числе и не содержащие ионов водорода: например, катионы металлов (Ag+, Fe3+), ряд бинарных соединений (AlCl3, BF3, Al2O3, SO3, SiO2). Протонные кислоты рассматриваются теорией Льюиса как частный случай класса кислот.

Окислительно-восстановительные свойства

Все пероксокислоты и многие кислородсодержащие кислоты (азотная HNO3, серная H2SO4, марганцовая HMnO4, хромовая Н2CrO4, хлорноватистая HClO и др.) — сильные окислители.

Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей; при том окислительные свойства сильно ослабевают при разбавлении кислот (например, свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты). Неорганические кислоты также всегда менее термически устойчивы, чем их соли.

Исключение составляет азотная кислота и её соли, проявляющие сильно выраженные окислительные свойства вне зависимости от разбавления раствора. Такое поведение связано с особенностями строения молекулы HNO3.

Номенклатура

Номенклатура неорганических кислот прошла долгий путь развития и складывалась постепенно. Наряду с систематическими названиями кислот широко применяются традиционные и тривиальные. Некоторые распространённые кислоты могут в различных источниках иметь разные названия: например, водный раствор HCl может именоваться соляной, хлороводородной, хлористоводородной кислотой.

Традиционные русские названия кислот образованы прибавлением к названию элемента морфем -ная или -овая (хлорная, серная, азотная, марганцовая).

Для разных кислородсодержащих кислот, образованных одним элементом, используется -истая для более низкой степени окисления (сернистая, азотистая).

В ряде случаев для промежуточных степеней окисления дополнительно используются морфемы -новатая и -новатистая (см. ниже названия кислородсодержащих кислот хлора).

Традиционные названия некоторых неорганических кислот и их солей приведены в таблице:

Формула кислоты
Традиционное название
Тривиальное название
Название соли

H3AsO4	Мышьяковая	Арсенаты
H3ВO3	Борная	Бораты
Н2СО3 (CO2•H2O)	Угольная	Карбонаты
НCN	Циановодородная	Синильная	Цианиды
Н2CrO4	Хромовая	Хроматы
НМnO4	Марганцовая	Перманганаты
HNO3	Азотная	Нитраты
HNO2	Азотистая	Нитриты
Н3РО4	Ортофосфорная	Фосфорная	Ортофосфаты
H2SO4	Серная	Сульфаты
Н2SiO3 (SiO2•H2О)	Метакремниевая	Кремниевая	Метасиликаты
H4SiO4 (SiO2•2H2O)	Ортокремниевая	Ортосиликаты
H2S	Сероводородная	Сульфиды
HF	Фтороводородная	Плавиковая	Фториды
НCl	Хлороводородная	Соляная	Хлориды
НВr	Бромоводородная	Бромиды
HI	Иодоводородная	Иодиды

Для менее известных кислот, содержащих кислотообразующие элементы в переменных степенях окисления, обычно применяются систематические названия.

В систематических названиях кислот к корню латинского названия кислотообразующего элемента добавляют суффикс -ат, а названия остальных элементов или их групп в анионе приобретают соединительную гласную -о.

В скобках указывают степень окисления кислотообразующего элемента, если она имеет целочисленное значение. В противном случае в название включают и число атомов водорода[5].

Например (в скобках традиционные названия):

HClO4 — тетраоксохлорат(VII) водорода (хлорная кислота)
HClO3 — триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота)
HClO2 — диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота)
HClO — оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота)
H2Cr2O7 — гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота)
H2S4O6 — гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота)
Н2В4О6 — гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота)
HAuCl4 — тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота)
H[Sb(OH)6] — гексагидроксостибат(V) водорода

В формулах тиокислот, образованных из оксикислот замещением атомов кислорода на атомы серы, последние помещают в конце: H3PO3S — тиофосфорная кислота, H2SO3S — тиосерная кислота.

Общие методы получения кислот

Существует множество методов получения кислот, в т. ч. общих, среди которых в промышленной и лабораторной практике можно выделить следующие:

• Взаимодействие кислотных оксидов (ангидридов) с водой, например:

• Вытеснение более летучей кислоты из ее соли менее летучей кислотой, например:

• Гидролиз галогенидов или солей, например:

• Синтез бескислородных кислот из простых веществ

Применение

Минеральные кислоты широко применяют в металло- и деревообработке, текстильной, лакокрасочной, нефтегазовой и других отраслях промышленности и в научных исследованиях. К числу веществ, производимых в наибольшем объёме, относятся серная, азотная, фосфорная, соляная кислоты. Суммарное годовое производство в мире этих кислот исчисляется сотнями миллионов тонн в год.

В металлообработке они часто используются для травления железа и стали и в качестве очищающих агентов перед сваркой, металлизацией, окраской или гальванической обработкой.

Серная кислота, метко названная Д. И.

 Менделеевым «хлебом промышленности», применяется в производстве минеральных удобрений, для получения других минеральных кислот и солей, в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ, в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной, пищевой и др. отраслях промышленности, в промышленном органическом синтезе и т. п.

Соляная кислота применяется для кислотной обработки, очищения руд олова и тантала, для производства патоки из крахмала, для удаления накипи с котлов и теплообменного оборудования ТЭЦ. Она также используется в качестве дубильного вещества в кожевенной промышленности.

Азотная кислота применяется при получении аммонийной селитры, использующейся в качестве удобрения и в производстве взрывчатых веществ. Кроме того, она применяется в процессах органического синтеза, в металлургии, при флотации руды и для переработки отработанного ядерного топлива.

Ортофосфорную кислоту широко используют при производстве минеральных удобрений. Она используется при пайке в качестве флюса (по окисленой меди, по чёрному металлу, по нержавеющей стали). Входит в состав ингибиторов коррозии. Также применяется в составе фреонов в промышленных морозильных установках как связующее вещество.

Пероксокислоты, кислородсодержащие кислоты хлора, марганца, хрома находят применение как сильные окислители.

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.

См. также

Примечания

Источник: https://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/16940