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.
Классификация
Основная формула минеральных кислот - H n Ac, 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 |
||
|
Азотистая |
||
|
Дихромовая |
||
|
Йодноватая |
||
|
Кремниевые - метакремниевая и ортокремниевая |
H 2 SiO 3 и H 4 SiO 4 |
|
|
Марганцовая |
||
|
Марганцовистая |
||
|
Метафосфорная |
||
|
Мышьяковая |
||
|
Ортофосфорная |
||
|
Сернистая |
||
|
Тиосерная |
||
|
Тетратионовая |
||
|
Угольная |
||
|
Фосфористая |
||
|
Фосфорноватистая |
||
|
Хлорноватая |
||
|
Хлористая |
||
|
Хлорноватистая |
||
|
Хромовая |
||
|
Циановая |
||
|
Бескислородные |
Фтороводородная (плавиковая) |
|
|
Хлороводородная (соляная) |
||
|
Бромоводородная |
||
|
Йодоводородная |
||
|
Сероводородная |
||
|
Циановодородная |
Кроме того, в соответствии со свойствами кислоты классифицируются по следующим признакам:
- растворимость : растворимые (HNO 3 , HCl) и нерастворимые (H 2 SiO 3);
- летучесть : летучие (H 2 S, HCl) и нелетучие (H 2 SO 4 , H 3 PO 4);
- степень диссоциации : сильные (HNO 3) и слабые (H 2 CO 3).
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.
Получение
Основные методы получения кислот представлены в таблице.
Свойства
Большинство кислот - жидкости с кислым вкусом. Вольфрамовая, хромовая, борная и несколько других кислот находятся в твёрдом состоянии при нормальных условиях. Некоторые кислоты (Н 2 СО 3 , H 2 SO 3 , HClO) существуют только в виде водного раствора и относятся к слабым кислотам.
Рис. 2. Хромовая кислота.
Кислоты - активные вещества, реагирующие:
- с металлами:
Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ;
- с оксидами:
CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O;
- с основанием:
H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O;
- с солями:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O.
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.
Что мы узнали?
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.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 120.
7. Кислоты. Соли. Взаимосвязь между классами неорганических веществ
7.1. Кислоты
Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых в качестве положительно заряженных ионов образуются только катионы водорода H + (точнее - ионы гидроксония H 3 O +).
Другое определение: кислоты - это сложные вещества, состоящие из атома водорода и кислотных остатков (табл. 7.1).
Таблица 7.1
Формулы и названия некоторых кислот, кислотных остатков и солей
| Формула кислоты | Название кислоты | Кислотный остаток (анион) | Название солей (средних) |
|---|---|---|---|
| HF | Фтористоводородная (плавиковая) | F − | Фториды |
| HCl | Хлористоводородная (соляная) | Cl − | Хлориды |
| HBr | Бромистоводородная | Br − | Бромиды |
| HI | Иодистоводородная | I − | Иодиды |
| H 2 S | Сероводородная | S 2− | Сульфиды |
| H 2 SO 3 | Сернистая | SO 3 2 − | Сульфиты |
| H 2 SO 4 | Серная | SO 4 2 − | Сульфаты |
| HNO 2 | Азотистая | NO 2 − | Нитриты |
| HNO 3 | Азотная | NO 3 − | Нитраты |
| H 2 SiO 3 | Кремниевая | SiO 3 2 − | Силикаты |
| HPO 3 | Метафосфорная | PO 3 − | Метафосфаты |
| H 3 PO 4 | Ортофосфорная | PO 4 3 − | Ортофосфаты (фосфаты) |
| H 4 P 2 O 7 | Пирофосфорная (двуфосфорная) | P 2 O 7 4 − | Пирофосфаты (дифосфаты) |
| HMnO 4 | Марганцевая | MnO 4 − | Перманганаты |
| H 2 CrO 4 | Хромовая | CrO 4 2 − | Хроматы |
| H 2 Cr 2 O 7 | Дихромовая | Cr 2 O 7 2 − | Дихроматы (бихроматы) |
| H 2 SeO 4 | Селеновая | SeO 4 2 − | Селенаты |
| H 3 BO 3 | Борная | BO 3 3 − | Ортобораты |
| HClO | Хлорноватистая | ClO – | Гипохлориты |
| HClO 2 | Хлористая | ClO 2 − | Хлориты |
| HClO 3 | Хлорноватая | ClO 3 − | Хлораты |
| HClO 4 | Хлорная | ClO 4 − | Перхлораты |
| H 2 CO 3 | Угольная | CO 3 3 − | Карбонаты |
| CH 3 COOH | Уксусная | CH 3 COO − | Ацетаты |
| HCOOH | Муравьиная | HCOO − | Формиаты |
При обычных условиях кислоты могут быть твердыми веществами (H 3 PO 4 , H 3 BO 3 , H 2 SiO 3) и жидкостями (HNO 3 , H 2 SO 4 , CH 3 COOH). Эти кислоты могут существовать как в индивидуальном (100%-ном виде), так и в виде разбавленных и концентрированных растворов. Например, как в индивидуальном виде, так и в растворах известны H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH.
Ряд кислот известны только в растворах. Это все галогеноводородные (HCl, HBr, HI), сероводородная H 2 S, циановодородная (синильная HCN), угольная H 2 CO 3 , сернистая H 2 SO 3 кислота, которые представляют собой растворы газов в воде. Например, соляная кислота - это смесь HCl и H 2 O, угольная - смесь CO 2 и H 2 O. Понятно, что употреблять выражение «раствор соляной кислоты» неправильно.
Большинство кислот растворимы в воде, нерастворима кремниевая кислота H 2 SiO 3 . Подавляющее число кислот имеют молекулярное строение. Примеры структурных формул кислот:
В большинстве молекул кислородсодержащих кислот все атомы водорода связаны с кислородом. Но есть и исключения:
Кислоты классифицируют по ряду признаков (табл. 7.2).
Таблица 7.2
Классификация кислот
| Признак классификации | Тип кислоты | Примеры |
|---|---|---|
| Число ионов водорода, образующихся при полной диссоциации молекулы кислоты | Одноосновные | HCl, HNO 3 , CH 3 COOH |
| Двухосновные | H 2 SO 4 , H 2 S, H 2 CO 3 | |
| Трехосновные | H 3 PO 4 , H 3 AsO 4 | |
| Наличие или отсутствие в молекуле атома кислорода | Кислородсодержащие (кислотные гидроксиды, оксокислоты) | HNO 2 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 4 |
| Бескислородные | HF, H 2 S, HCN | |
| Степень диссоциации (сила) | Сильные (полностью диссоциируют, сильные электролиты) | HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (разб), HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7 |
| Слабые (диссоциируют частично, слабые электролиты) | HF, HNO 2 , H 2 SO 3 , HCOOH, CH 3 COOH, H 2 SiO 3 , H 2 S, HCN, H 3 PO 4 , H 3 PO 3 , HClO, HClO 2 , H 2 CO 3 , H 3 BO 3 , H 2 SO 4 (конц) | |
| Окислительные свойства | Окислители за счет ионов Н + (условно кислоты-неокислители) | HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (разб), H 3 PO 4 , CH 3 COOH |
| Окислители за счет аниона (кислоты-окислители) | HNO 3 , HMnO 4 , H 2 SO 4 (конц), H 2 Cr 2 O 7 | |
| Восстановители за счет аниона | HCl, HBr, HI, H 2 S (но не HF) | |
| Термическая устойчивость | Существуют только в растворах | H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , HClO, HClO 2 |
| Легко разлагаются при нагревании | H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3 | |
| Термически устойчивы | H 2 SO 4 (конц), H 3 PO 4 |
Все общие химические свойства кислот обусловлены наличием в их водных растворах избытка катионов водорода H + (H 3 O +).
1. Вследствие избытка ионов H + водные растворы кислот изменяют окраску лакмуса фиолетового и метилоранжа на красную, (фенолфталеин окраску не изменяет, остается бесцветным). В водном растворе слабой угольной кислоты лакмус не красный, а розовый, раствор над осадком очень слабой кремниевой кислоты вообще не изменяет окраску индикаторов.
2. Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и амфотерными гидроксидами, гидратом аммиака (см. гл. 6).
Пример 7.1. Для осуществления превращения BaO → BaSO 4 можно использовать: а) SO 2 ; б) H 2 SO 4 ; в) Na 2 SO 4 ; г) SO 3 .
Решение. Превращение можно осуществить, используя H 2 SO 4:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO 3 = BaSO 4
Na 2 SO 4 с BaO не реагирует, а в реакции BaO с SO 2 образуется сульфит бария:
BaO + SO 2 = BaSO 3
Ответ : 3).
3. Кислоты реагируют с аммиаком и его водными растворами с образованием солей аммония:
HCl + NH 3 = NH 4 Cl - хлорид аммония;
H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - сульфат аммония.
4. Кислоты-неокислители с образованием соли и выделением водорода реагируют с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:
H 2 SO 4 (разб) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2
Взаимодействие кислот-окислителей (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц)) с металлами очень специфично и рассматривается при изучении химии элементов и их соединений.
5. Кислоты взаимодействуют с солями. Реакция имеет ряд особенностей:
а) в большинстве случаев при взаимодействии более сильной кислоты с солью более слабой кислоты образуется соль слабой кислоты и слабая кислота или, как говорят, более сильная кислота вытесняет более слабую. Ряд убывания силы кислот выглядит так:
Примеры протекающих реакций:
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2
H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓
2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2
3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4
Не взаимодействуют между собой, например, KCl и H 2 SO 4 (разб), NaNO 3 и H 2 SO 4 (разб), K 2 SO 4 и HCl (HNO 3 , HBr, HI), K 3 PO 4 и H 2 CO 3 , CH 3 COOK и H 2 CO 3 ;
б) в некоторых случаях более слабая кислота вытесняет из соли более сильную:
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4
3AgNO 3 (разб) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3 .
Такие реакции возможны тогда, когда осадки полученных солей не растворяются в образующихся разбавленных сильных кислотах (H 2 SO 4 и HNO 3);
в) в случае образования осадков, нерастворимых в сильных кислотах, возможно протекание реакции между сильной кислотой и солью, образованной другой сильной кислотой:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
Пример 7.2. Укажите ряд, в котором приведены формулы веществ, которые реагируют с H 2 SO 4 (разб).
1) Zn, Al 2 O 3 , KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF;2) Cu(OH) 2 , K 2 CO 3 , Ag; 4) Na 2 SO 3 , Mg, Zn(OH) 2 .
Решение. С H 2 SO 4 (разб) взаимодействуют все вещества ряда 4):
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2
Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O
В ряду 1) неосуществима реакция с KCl (p-p), в ряду 2) - с Ag, в ряду 3) - с NaNO 3 (p-p).
Ответ : 4).
6. Очень специфически в реакциях с солями ведет себя концентрированная серная кислота. Это нелетучая и термически устойчивая кислота, поэтому из твердых (!) солей вытесняет все сильные кислоты, так как они более летучие, чем H 2 SO 4 (конц):
KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) KHSO 4 + HCl
2KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) K 2 SO 4 + 2HCl
Соли, образованные сильными кислотами (HBr, HI, HCl, HNO 3 , HClO 4), реагируют только с концентрированной серной кислотой и только находясь в твердом состоянии
Пример 7.3. Концентрированная серная кислота, в отличие от разбавленной, реагирует:
3) KNO 3 (тв);
Решение. С KF, Na 2 CO 3 и Na 3 PO 4 реагируют обе кислоты, а с KNO 3 (тв) - только H 2 SO 4 (конц).
Ответ : 3).
Способы получения кислот весьма разнообразны.
Бескислородные кислоты получают:
- растворением в воде соответствующих газов:
HCl (г) + H 2 O (ж) → HCl (p-p)
H 2 S (г) + H 2 O (ж) → H 2 S (р-р)
- из солей вытеснением более сильными или менее летучими кислотами:
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) = KHSO 4 + HCl
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3
Кислородсодержащие кислоты получают:
- растворением соответствующих кислотных оксидов в воде, при этом степень окисления кислотообразующего элемента в оксиде и кислоте остается одинаковой (исключение - NO 2):
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4
- окислением неметаллов кислотами-окислителями:
S + 6HNO 3 (конц) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
- вытеснением сильной кислоты из соли другой сильной кислоты (если выпадает нерастворимый в образующихся кислотах осадок):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (разб) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
- вытеснением летучей кислоты из ее солей менее летучей кислотой.
С этой целью чаще всего используют нелетучую термически устойчивую концентрированную серную кислоту:
NaNO 3 (тв) + H 2 SO 4 (конц) NaHSO 4 + HNO 3
KClO 4 (тв) + H 2 SO 4 (конц) KHSO 4 + HClO 4
- вытеснением более слабой кислоты из ее солей более сильной кислотой:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4
NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2
K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓
Называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.
Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты.
По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - азотная HNO 3 , серная H 2 SO 4 , и соляная HCl .
По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты (HNO 3 , H 3 PO 4 и т.п.) и бескислородные кислоты (HCl , H 2 S , HCN и т.п.).
По основности , т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, кислоты подразделяются на одноосновные (например, HNO 3 , HCl ), двухосновные (H 2 S , H 2 SO 4 ), трехосновные (H 3 PO 4 ) и т. д.
Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания -водородная: HCl - хлороводородная кислота, H 2 S е - селеноводородная кислота, HCN - циановодородная кислота.
Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления , оканчивается на «ная» или «овая», например, H 2 SO 4 - серная кислота, HClO 4 - хлорная кислота, H 3 AsO 4 - мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «оватая» (HClO 3 - хлорноватая кислота), «истая» (HClO 2 - хлористая кислота), «оватистая» (H О Cl - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, получает окончание «истая» (HNO 3 - азотная кислота, HNO 2 - азотистая кислота).
Таблица - Важнейшие кислоты и их соли
|
Кислота |
Названия соответствующих нормальных солей |
|
|
Название |
Формула |
|
|
Азотная |
HNO 3 |
Нитраты |
|
Азотистая |
HNO 2 |
Нитриты |
|
Борная (ортоборная) |
H 3 BO 3 |
Бораты (ортобораты) |
|
Бромоводородная |
Бромиды |
|
|
Иодоводородная |
Иодиды |
|
|
Кремниевая |
H 2 SiO 3 |
Силикаты |
|
Марганцовая |
HMnO 4 |
Перманганаты |
|
Метафосфорная |
HPO 3 |
Метафосфаты |
|
Мышьяковая |
H 3 AsO 4 |
Арсенаты |
|
Мышьяковистая |
H 3 AsO 3 |
Арсениты |
|
Ортофосфорная |
H 3 PO 4 |
Ортофосфаты (фосфаты) |
|
Дифосфорная (пирофосфорная) |
H 4 P 2 O 7 |
Дифосфаты (пирофосфаты) |
|
Дихромовая |
H 2 Cr 2 O 7 |
Дихроматы |
|
Серная |
H 2 SO 4 |
Сульфаты |
|
Сернистая |
H 2 SO 3 |
Сульфиты |
|
Угольная |
H 2 CO 3 |
Карбонаты |
|
Фосфористая |
H 3 PO 3 |
Фосфиты |
|
Фтороводородная (плавиковая) |
Фториды |
|
|
Хлороводородная (соляная) |
Хлориды |
|
|
Хлорная |
HClO 4 |
Перхлораты |
|
Хлорноватая |
HClO 3 |
Хлораты |
|
Хлорноватистая |
HClO |
Гипохлориты |
|
Хромовая |
H 2 CrO 4 |
Хроматы |
|
Циановодородная (синильная) |
Цианиды |
|
Получение кислот
1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S H 2 S.
2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при непосредственном соединении кислотных оксидов с водой:
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. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.
4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4 ,
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO .
Химические свойства кислот
1. Наиболее характерное химическое свойство кислот - их способность реагировать с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например:
H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,
2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O .
2. Способность взаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с выделением водорода:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ,
2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 .
3. С солями, если образуется малорастворимая соль или летучее вещество:
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 +2SO 2 + 2H 2 O.
Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем легкость диссоциации по каждой из ступеней падает, поэтому для многоосновных кислот вместо средних солей часто образуются кислые (в случае избытка реагирующей кислоты):
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. Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски, что издавна используется для качественного обнаружения кислот в растворах. Так, лакмус изменяет цвет в кислой среде на красный.
5. При нагревании кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксид и воду (лучше в присутствии водоотнимающего P 2 O 5 ):
H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3 ,
H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2 .
М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина
Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:
1) Наличие атомов кислорода в кислоте
2) Основность кислоты
Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H + , а также замещаться на атомы металла:
4) Растворимость
5) Устойчивость
7) Окисляющие свойства
Химические свойства кислот
1. Способность к диссоциации
Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:
либо в таком виде: HCl = H + + Cl —
либо в таком: HCl → H + + Cl —
По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.
В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать в уравнении вместо знака две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:
CH 3 COOH CH 3 COO — + H +
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H + :
H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —
H 2 PO 4 — H + + HPO 4 2-
HPO 4 2- H + + PO 4 3-
Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H 3 PO 4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H 2 PO 4 — , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO 4 2- . Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H + .
Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:
H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-
2. Взаимодействие кислот с металлами
Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H 2 SO 4(конц.) и HNO 3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:
H 2 SO 4(разб.) + Zn ZnSO 4 + H 2
2HCl + Fe FeCl 2 + H 2
Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 , то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.
3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами
Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:
H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O
6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
H 2 SiO 3 + FeO ≠
4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами
HCl + NaOH H 2 O + NaCl
3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
5. Взаимодействие кислот с солями
Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:
H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O
HCOONa + HCl HCOOH + NaCl
6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот
Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).
Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO 3 и концентрированной H 2 SO 4 без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.
В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.
Высокая окислительная способность концентрированной серной и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:
7. Восстановительные свойства бескислородных кислот
Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:
4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2
14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O
Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.
6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl
Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H 2 S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы.
