Skābju sagatavošana un īpašības. Dažu neorganisko skābju un sāļu nosaukumi

Apskatīsim visbiežāk sastopamos izglītojoša literatūra skābes formulas:

Ir viegli pamanīt, ka visām skābju formulām ir kopīgs ūdeņraža atomu (H) klātbūtne, kas formulā ir pirmajā vietā.

Skābes atlikuma valences noteikšana

No iepriekš minētā saraksta var redzēt, ka šo atomu skaits var atšķirties. Skābes, kas satur tikai vienu ūdeņraža atomu, sauc par vienbāziskām (slāpekļa, sālsskābes un citām). Sērskābe, ogļskābe un silīcijskābe ir divbāziskas, jo to formulas satur divus H atomus. Trīsbāziskā fosforskābes molekula satur trīs ūdeņraža atomus.

Tādējādi H daudzums formulā raksturo skābes bāziskumu.

Atomu vai atomu grupu, kas rakstīts aiz ūdeņraža, sauc par skābes atlikumiem. Piemēram, hidrosulfīda skābē atlikums sastāv no viena atoma - S, bet fosforskābā, sērskābā un daudzos citos - no diviem, un viens no tiem obligāti ir skābeklis (O). Pamatojoties uz to, visas skābes tiek sadalītas skābekli saturošās un bezskābekļa skābes.

Katram skābes atlikumam ir noteikta valence. Tas ir vienāds ar H atomu skaitu šīs skābes molekulā. HCl atlikuma valence ir vienāda ar vienu, jo tā ir vienbāziska skābe. Slāpekļskābes, perhlorskābes un slāpekļskābes atlikumiem ir vienāda valence. Sērskābes atlikuma (SO 4) valence ir divas, jo tā formulā ir divi ūdeņraža atomi. Trīsvērtīgs fosforskābes atlikums.

Skābās atliekas - anjoni

Papildus valencei skābes atlikumiem ir lādiņi un tie ir anjoni. To lādiņi norādīti šķīdības tabulā: CO 3 2−, S 2−, Cl− un tā tālāk. Lūdzu, ņemiet vērā: skābā atlikuma lādiņš ir skaitliski tāds pats kā tā valence. Piemēram, silīcijskābē, kuras formula ir H 2 SiO 3, skābes atlikuma SiO 3 valence ir II un lādiņš 2-. Tādējādi, zinot skābes atlikuma lādiņu, ir viegli noteikt tā valenci un otrādi.

Apkopojiet. Skābes ir savienojumi, ko veido ūdeņraža atomi un skābie atlikumi. No elektrolītiskās disociācijas teorijas viedokļa var dot citu definīciju: skābes ir elektrolīti, kuru šķīdumos un kausējumos atrodas skābju atlikumu ūdeņraža katjoni un anjoni.

Padomi

Skābju ķīmiskās formulas parasti apgūst no galvas, tāpat kā to nosaukumus. Ja esat aizmirsis, cik ūdeņraža atomu ir konkrētajā formulā, bet zināt, kā izskatās tā skābais atlikums, jums palīdzēs šķīdības tabula. Atlikuma lādiņš modulī sakrīt ar valenci, un tas sakrīt ar H daudzumu. Piemēram, atcerieties, ka ogļskābes atlikums ir CO 3 . Izmantojot šķīdības tabulu, jūs nosakāt, ka tā lādiņš ir 2-, kas nozīmē, ka tas ir divvērtīgs, tas ir, ogļskābei ir formula H 2 CO 3.

Bieži vien ir neskaidrības ar sērskābes un sērskābes, kā arī slāpekļskābes un slāpekļskābes formulām. Arī šeit ir viens punkts, kas atvieglo iegaumēšanu: skābes nosaukums no pāra, kurā ir vairāk skābekļa atomu, beidzas ar -naya (sērskābe, slāpekļskābe). Skābei, kuras formulā ir mazāk skābekļa atomu, nosaukums beidzas ar -istaya (sērs, slāpeklis).

Tomēr šie padomi palīdzēs tikai tad, ja skābes formulas jums ir pazīstamas. Atkārtosim tos vēlreiz.

Tās ir vielas, kas šķīdumos sadalās, veidojot ūdeņraža jonus.

Skābes klasificē pēc to stipruma, bāziskuma un skābekļa klātbūtnes vai trūkuma skābē.

Pēc spēkaskābes iedala stiprās un vājās. Vissvarīgākās stiprās skābes ir slāpeklis HNO 3, sērskābe H2SO4 un sālsūdeņraža HCl.

Pēc skābekļa klātbūtnes atšķirt skābekli saturošas skābes ( HNO3, H3PO4 utt.) un bezskābekļa skābes ( HCl, H 2 S, HCN utt.).

Pēc pamatīguma, t.i. Atbilstoši ūdeņraža atomu skaitam skābes molekulā, ko var aizstāt ar metāla atomiem, veidojot sāli, skābes iedala vienbāziskās (piemēram, HNO 3, HCl), divbāzu (H 2 S, H 2 SO 4), trīsbāzisku (H 3 PO 4) utt.

Bezskābekļa skābju nosaukumi ir atvasināti no nemetāla nosaukuma, pievienojot galotni -ūdeņradis: HCl - sālsskābe, H2S e - hidroselēnskābe, HCN - ciānūdeņražskābe.

Skābekli saturošo skābju nosaukumi tiek veidoti arī no attiecīgā elementa krievu valodas nosaukuma, pievienojot vārdu “skābe”. Šajā gadījumā skābes nosaukums, kurā elements ir visaugstākajā oksidācijas stāvoklī, beidzas ar “naya” vai “ova”, piemēram, H2SO4 - sērskābe, HClO4 - perhlorskābe, H3AsO4 - arsēnskābe. Samazinoties skābi veidojošā elementa oksidācijas pakāpei, galotnes mainās šādā secībā: “olveida” ( HClO3 - perhlorskābe), “cieta” ( HClO2 - hlorskābe), “olveida” ( H O Cl - hipohlorskābe). Ja elements veido skābes, atrodoties tikai divos oksidācijas stāvokļos, tad skābes nosaukums, kas atbilst elementa zemākajam oksidācijas līmenim, saņem galotni “iste” ( HNO3 - Slāpekļskābe, HNO2 - slāpekļskābe).

Tabula - Svarīgākās skābes un to sāļi

Skābju iegūšana

1. Bezskābekļa skābes var iegūt, tieši savienojot nemetālus ar ūdeņradi:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Skābekli saturošas skābes bieži var iegūt, tieši savienojot skābes oksīdus ar ūdeni:

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

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

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

3. Gan skābekli nesaturošas, gan skābekli saturošas skābes var iegūt apmaiņas reakcijās starp sāļiem un citām skābēm:

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

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

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

4. Dažos gadījumos skābju iegūšanai var izmantot redoksreakcijas:

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

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

Skābju ķīmiskās īpašības

1. Skābēm raksturīgākā ķīmiskā īpašība ir to spēja reaģēt ar bāzēm (kā arī bāziskajiem un amfoteriskajiem oksīdiem), veidojot sāļus, piemēram:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O,

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

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

2. Spēja mijiedarboties ar dažiem metāliem sprieguma virknē līdz ūdeņradim, atbrīvojot ūdeņradi:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2,

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

3. Ar sāļiem, ja veidojas vāji šķīstošs sāls vai gaistoša viela:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

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

2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2 SO 2+ 2H2O.

Ņemiet vērā, ka daudzbāziskās skābes sadalās pakāpeniski, un disociācijas vieglums katrā posmā samazinās, tāpēc daudzbāziskām skābēm vidēji sāļu vietā bieži veidojas skābie sāļi (reaģējošās skābes pārpalikuma gadījumā):

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

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

4. Īpašs skābju-bāzes mijiedarbības gadījums ir skābju reakcija ar indikatoriem, izraisot krāsas maiņu, ko jau sen izmanto skābju kvalitatīvai noteikšanai šķīdumos. Tātad lakmuss skābā vidē maina krāsu uz sarkanu.

5. Sildot, skābekli saturošās skābes sadalās oksīdā un ūdenī (vēlams ūdeni atdaloša līdzekļa klātbūtnē). P2O5):

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

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

M.V. Andriuhova, L.N. Borodina

Ļaujiet man īsi atgādināt konkrētus piemērus kā pareizi saukt sāļus.

1. piemērs. Sāli K 2 SO 4 veido sērskābes atlikums (SO 4) un metāls K. Sērskābes sāļus sauc par sulfātiem. K 2 SO 4 - kālija sulfāts.

2. piemērs. FeCl 3 - sāls satur dzelzi un atlikušo daļu sālsskābes(Cl). Sāls nosaukums: dzelzs (III) hlorīds. Lūdzu, ņemiet vērā: in šajā gadījumā mums ne tikai jānosauc metāls, bet arī jānorāda tā valence (III). Iepriekšējā piemērā tas nebija nepieciešams, jo nātrija valence ir nemainīga.

Svarīgi: sāls nosaukumā jānorāda metāla valence tikai tad, ja metālam ir mainīga valence!

3. piemērs. Ba(ClO) 2 - sāls satur bāriju un atlikušo daļu hipohlorskābes (ClO). Sāls nosaukums: bārija hipohlorīts. Metāla Ba valence visos tā savienojumos ir divas, tas nav jānorāda.

4. piemērs. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. NH 4 grupu sauc par amoniju, šīs grupas valence ir nemainīga. Sāls nosaukums: amonija dihromāts (dihromāts).

Iepriekš minētajos piemēros sastapāmies tikai ar t.s. vidēji vai normāli sāļi. Šeit netiks aplūkoti skābie, bāziskie, dubultie un kompleksie sāļi, organisko skābju sāļi.

Ja jūs interesē ne tikai sāļu nomenklatūra, bet arī to sagatavošanas metodes un ķīmiskās īpašības, iesaku atsaukties uz attiecīgajām ķīmijas uzziņu grāmatas sadaļām: "

Skābes- elektrolīti, kuriem disociējoties no pozitīvajiem joniem veidojas tikai H+ joni:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;

CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .

Visas skābes iedala neorganiskajās un organiskajās (karbonskābēs), kurām ir arī sava (iekšējā) klasifikācija.

Normālos apstākļos ievērojams daudzums neorganisko skābju pastāv šķidrā stāvoklī, dažas no tām ir cietā stāvoklī (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Organiskās skābes ar līdz 3 oglekļa atomiem ir ļoti kustīgi, bezkrāsaini šķidrumi ar raksturīgu asu smaku; skābes ar 4-9 oglekļa atomiem - eļļaini šķidrumi ar nepatīkama smaka un skābes ar lielu oglekļa atomu skaitu, cietvielas, nešķīst ūdenī.

Skābju ķīmiskās formulas

Apskatīsim skābju ķīmiskās formulas, izmantojot vairāku pārstāvju (gan neorganisko, gan organisko) piemēru: sālsskābe - HCl, sērskābe - H 2 SO 4, fosforskābe - H 3 PO 4, etiķskābe - CH 3 COOH un benzoskābe skābe - C 6 H5COOH. Ķīmiskā formula parāda molekulas kvalitatīvo un kvantitatīvo sastāvu (cik daudz un kādi atomi ir iekļauti konkrētajā savienojumā Izmantojot ķīmisko formulu, var aprēķināt skābju molekulmasu (Ar(H) = 1 amu, Ar(). Cl) = 35,5 amu, Ar(P) = 31 amu, Ar(O) = 16 amu, Ar(S) = 32 amu, Ar(C) = 12 a.m.):

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

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

Mr(H2SO4) = 2 × Ar (H) + Ar (S) + 4 × Ar (O);

kungs (H2SO4) = 2 × 1 + 32 + 4 × 16 = 2 + 32 + 64 = 98.

Mr(H3PO4) = 3 × Ar (H) + Ar (P) + 4 × Ar (O);

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

Mr(CH3COOH) = 3 × Ar (C) + 4 × Ar (H) + 2 × Ar (O);

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

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

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

Skābju strukturālās (grafiskās) formulas

Vielas strukturālā (grafiskā) formula ir skaidrāka. Tas parāda, kā atomi ir savienoti viens ar otru molekulā. Norādīsim katra iepriekšminētā savienojuma strukturālās formulas:

Rīsi. 1. Sālsskābes strukturālā formula.

Rīsi. 2. Sērskābes strukturālā formula.

Rīsi. 3. Fosforskābes strukturālā formula.

Rīsi. 4. Etiķskābes strukturālā formula.

Rīsi. 5. Benzoskābes strukturālā formula.

Jonu formulas

Visas neorganiskās skābes ir elektrolīti, t.i. ūdens šķīdumā spēj sadalīties jonos:

HCl ↔ H + + Cl - ;

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2- ;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

2. PIEMĒRS

Skābes ir ķīmiski savienojumi, kas spēj nodot elektriski lādētu ūdeņraža jonu (katjonu) un arī pieņemt divus mijiedarbojošus elektronus, kā rezultātā veidojas kovalentā saite.

Šajā rakstā mēs aplūkosim galvenās skābes, kuras tiek pētītas vidusskolā. vidusskolas, kā arī iemācīties daudzus interesanti fakti par dažādām skābēm. Sāksim.

Skābes: veidi

Ķīmijā ir daudz dažādu skābju, kurām ir ļoti dažādas īpašības. Ķīmiķi atšķir skābes pēc to skābekļa satura, gaistamības, šķīdības ūdenī, stiprības, stabilitātes un to, vai tās pieder pie organisko vai neorganisko ķīmisko savienojumu klases. Šajā rakstā mēs apskatīsim tabulu, kurā parādītas slavenākās skābes. Tabula palīdzēs atcerēties skābes nosaukumu un ķīmisko formulu.

Tātad viss ir skaidri redzams. Šajā tabulā ir parādīti slavenākie ķīmiskā rūpniecība skābes. Tabula palīdzēs daudz ātrāk atcerēties vārdus un formulas.

Sērūdeņraža skābe

H2S ir hidrosulfīda skābe. Tās īpatnība slēpjas faktā, ka tā ir arī gāze. Sērūdeņradis ļoti slikti šķīst ūdenī, kā arī mijiedarbojas ar daudziem metāliem. Sērūdeņražskābe pieder pie “vāju skābju” grupas, kuras piemērus mēs aplūkosim šajā rakstā.

H 2 S ir nedaudz saldena garša un arī ļoti spēcīga puvušu olu smarža. Dabā to var atrast dabiskās vai vulkāniskās gāzēs, un tas izdalās arī olbaltumvielu sabrukšanas laikā.

Skābju īpašības ir ļoti dažādas, pat ja skābe ir neaizstājama rūpniecībā, tā var būt ļoti kaitīga cilvēka veselībai. Šī skābe ir ļoti toksiska cilvēkiem. Kad tiek ieelpots neliels sērūdeņraža daudzums, cilvēkam rodas galvassāpes, stipra slikta dūša un reibonis. Ja cilvēks ieelpo liels skaits H 2 S, tas var izraisīt krampjus, komu vai pat tūlītēju nāvi.

Sērskābe

H 2 SO 4 ir stipra sērskābe, ar kuru bērni tiek iepazīstināti ķīmijas stundās 8. klasē. Ķīmiskās skābes, piemēram, sērskābe, ir ļoti spēcīgi oksidētāji. H 2 SO 4 darbojas kā oksidētājs uz daudziem metāliem, kā arī bāzes oksīdiem.

H 2 SO 4, nonākot saskarē ar ādu vai apģērbu, izraisa ķīmiskus apdegumus, taču tas nav tik toksisks kā sērūdeņradis.

Slāpekļskābe

Spēcīgas skābes ir ļoti svarīgas mūsu pasaulē. Šādu skābju piemēri: HCl, H2SO4, HBr, HNO3. HNO 3 ir labi zināma slāpekļskābe. Tas ir atradis plašu pielietojumu rūpniecībā, kā arī lauksaimniecība. To izmanto dažādu mēslojumu izgatavošanai, rotaslietās, fotogrāfiju drukāšanā, ražošanā zāles un krāsvielas, kā arī militārajā rūpniecībā.

Tādas ķīmiskās skābes, tāpat kā slāpeklis, ir ļoti kaitīgi organismam. HNO 3 tvaiki atstāj čūlas, izraisa akūtu iekaisumu un elpceļu kairinājumu.

Slāpekļskābe

Slāpekļskābi bieži sajauc ar slāpekļskābi, taču starp tām ir atšķirība. Fakts ir tāds, ka tas ir daudz vājāks par slāpekli, tam ir pilnīgi atšķirīgas īpašības un ietekme uz cilvēka ķermeni.

HNO 2 ir atradis plašu pielietojumu ķīmiskajā rūpniecībā.

Fluorūdeņražskābe

Fluorūdeņražskābe (vai fluorūdeņradis) ir H 2 O šķīdums ar HF. Skābes formula ir HF. Fluorūdeņražskābi ļoti aktīvi izmanto alumīnija rūpniecībā. To izmanto silikātu šķīdināšanai, silīcija un silikāta stikla kodināšanai.

Ūdeņraža fluorīds ir ļoti kaitīgs cilvēka ķermenim atkarībā no tā koncentrācijas, tas var būt viegls narkotisks līdzeklis. Ja tas nonāk saskarē ar ādu, sākumā izmaiņas nav, bet pēc dažām minūtēm var parādīties asas sāpes un ķīmisks apdegums. Fluorūdeņražskābe ir ļoti kaitīga videi.

Sālsskābe

HCl ir hlorūdeņradis un spēcīga skābe. Ūdeņraža hlorīds saglabā stipro skābju grupai piederošo skābju īpašības. Skābe pēc izskata ir caurspīdīga un bezkrāsaina, bet gaisā kūp. Ūdeņraža hlorīds tiek plaši izmantots metalurģijā un pārtikas rūpniecībā.

Šī skābe izraisa ķīmiskus apdegumus, bet iekļūšana acīs ir īpaši bīstama.

Fosforskābe

Fosforskābe (H 3 PO 4) pēc savām īpašībām ir vāja skābe. Bet pat vājām skābēm var būt spēcīgas īpašības. Piemēram, H 3 PO 4 izmanto rūpniecībā, lai atjaunotu dzelzi no rūsas. Turklāt fosforskābi (vai ortofosforskābi) plaši izmanto lauksaimniecībā - no tās ražo daudz dažādu mēslošanas līdzekļu.

Skābju īpašības ir ļoti līdzīgas - gandrīz katra no tām ir ļoti kaitīga cilvēka ķermenim, H 3 PO 4 nav izņēmums. Piemēram, šī skābe izraisa arī smagus ķīmiskus apdegumus, asiņošanu no deguna un zobu šķeldēšanu.

Ogļskābe

H 2 CO 3 ir vāja skābe. To iegūst, izšķīdinot CO 2 (oglekļa dioksīdu) ūdenī (ūdenī). Ogļskābi izmanto bioloģijā un bioķīmijā.

Dažādu skābju blīvums

Skābju blīvums ieņem nozīmīgu vietu teorētiskajā un praktiskās daļasķīmija. Zinot blīvumu, jūs varat noteikt konkrētas skābes koncentrāciju, atrisināt ķīmisko aprēķinu problēmas un pievienot pareizo skābes daudzumu, lai pabeigtu reakciju. Jebkuras skābes blīvums mainās atkarībā no koncentrācijas. Piemēram, jo ​​augstāks ir koncentrācijas procents, jo lielāks ir blīvums.

Skābju vispārīgās īpašības

Pilnīgi visas skābes ir (tas ir, tās sastāv no vairākiem periodiskās tabulas elementiem), un to sastāvā obligāti ir H (ūdeņradis). Tālāk mēs apskatīsim, kuras ir izplatītas:

1. Visas skābekli saturošās skābes (kuru formulā ir O) sadaloties veido ūdeni, un arī bezskābekļa skābes sadalās vienkāršās vielās (piemēram, 2HF sadalās F 2 un H 2).
2. Oksidējošās skābes reaģē ar visiem metāliem metāla aktivitāšu sērijā (tikai tiem, kas atrodas pa kreisi no H).
3. Tie mijiedarbojas ar dažādiem sāļiem, bet tikai ar tiem, kurus veidojusi vēl vājāka skābe.

Saskaņā ar viņu pašu fizikālās īpašības skābes krasi atšķiras viena no otras. Galu galā tiem var būt smarža vai ne, kā arī tie var būt dažādi agregācijas stāvokļi: šķidrs, gāzveida un pat ciets. Cietās skābes ir ļoti interesanti pētīt. Šādu skābju piemēri: C2H204 un H3BO3.

Koncentrēšanās

Koncentrācija ir vērtība, kas nosaka jebkura šķīduma kvantitatīvo sastāvu. Piemēram, ķīmiķiem bieži ir jānosaka, cik daudz tīras sērskābes ir atšķaidītā skābē H 2 SO 4. Lai to izdarītu, mērtraukā ielej nelielu daudzumu atšķaidītas skābes, nosver to un nosaka koncentrāciju, izmantojot blīvuma diagrammu. Skābju koncentrācija ir cieši saistīta ar blīvumu, bieži vien, nosakot koncentrāciju, rodas aprēķinu uzdevumi, kur nepieciešams noteikt tīras skābes procentuālo daudzumu šķīdumā.

Visu skābju klasifikācija pēc H atomu skaita to ķīmiskajā formulā

Viena no populārākajām klasifikācijām ir visu skābju iedalījums vienbāziskajos, divbāziskajos un attiecīgi trīsbāziskajos skābēs. Vienbāzisko skābju piemēri: HNO 3 (slāpekļskābe), HCl (sālsskābe), HF (fluorūdeņražskābe) un citas. Šīs skābes sauc par vienbāziskām, jo ​​tās satur tikai vienu H atomu. Šādu skābju ir daudz, nav iespējams atcerēties pilnīgi katru. Jums tikai jāatceras, ka skābes tiek klasificētas arī pēc H atomu skaita to sastāvā. Divbāziskās skābes tiek definētas līdzīgi. Piemēri: H 2 SO 4 (sērskābe), H 2 S (sērūdeņradis), H 2 CO 3 (ogles) un citi. Trīsbāzisks: H 3 PO 4 (fosfors).

Skābju pamatklasifikācija

Viena no populārākajām skābju klasifikācijām ir to iedalījums skābekli saturošajās un bezskābekli. Kā atcerēties, nezinot ķīmiskā formula vielas, kas ir skābekli saturoša skābe?

Visām bezskābekļa skābēm trūkst svarīgā elementa O – skābekļa, bet tās satur H. Tāpēc to nosaukumā vienmēr tiek pievienots vārds “ūdeņradis”. HCl ir H2S - sērūdeņradis.

Bet jūs varat arī uzrakstīt formulu, pamatojoties uz skābju saturošu skābju nosaukumiem. Piemēram, ja vielā O atomu skaits ir 4 vai 3, tad nosaukumam vienmēr tiek pievienots sufikss -n-, kā arī galotne -aya-:

• H 2 SO 4 - sērs (atomu skaits - 4);
• H 2 SiO 3 - silīcijs (atomu skaits - 3).

Ja vielai ir mazāk par trim skābekļa atomiem vai trīs, tad nosaukumā lieto sufiksu -ist-:

• HNO 2 - slāpeklis;
• H 2 SO 3 - sērs.

Vispārējās īpašības

Visām skābēm ir skāba un bieži vien nedaudz metāliska garša. Bet ir arī citas līdzīgas īpašības, kuras mēs tagad apsvērsim.

Ir vielas, ko sauc par indikatoriem. Indikatori maina savu krāsu vai arī krāsa paliek, bet mainās tās nokrāsa. Tas notiek, ja indikatorus ietekmē citas vielas, piemēram, skābes.

Krāsas maiņas piemērs ir tik pazīstams produkts kā tēja un citronskābe. Kad tējai pievieno citronu, tēja pamazām sāk manāmi atdzīvoties. Tas ir saistīts ar faktu, ka citronā ir citronskābe.

Ir arī citi piemēri. Lakmuss, kas neitrālā vidē ir ceriņu krāsā, kļūst sarkans, pievienojot sālsskābi.

Kad spriegumi ir spriegojuma virknē pirms ūdeņraža, izdalās gāzes burbuļi - H. Taču, ja metālu, kas atrodas spriegojuma virknē pēc H, ievieto mēģenē ar skābi, tad reakcija nenotiks, nebūs. gāzes evolūcija. Tātad varš, sudrabs, dzīvsudrabs, platīns un zelts nereaģēs ar skābēm.

Šajā rakstā mēs apskatījām slavenākās ķīmiskās skābes, kā arī to galvenās īpašības un atšķirības.