Предметы

Химия

Теоретические основы химии

7. Кислоты. Соли. Взаимосвязь между классами неорганических веществ

7.1. Кислоты

Теория Тренинг

Химия

Общий тест

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 H₃O⁺).

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
H₂S	Сероводородная	S²⁻	Сульфиды
H₂SO₃	Сернистая	${SO}_{3}^{2 -}$	Сульфиты
H₂SO₄	Серная	${SO}_{4}^{2 -}$	Сульфаты
HNO₂	Азотистая	${NO}_{2}^{-}$	Нитриты
HNO₃	Азотная	${NO}_{3}^{-}$	Нитраты
H₂SiO₃	Кремниевая	${SiO}_{3}^{2 -}$	Силикаты
HPO₃	Метафосфорная	${PO}_{3}^{-}$	Метафосфаты
H₃PO₄	Ортофосфорная	${PO}_{4}^{3 -}$	Ортофосфаты (фосфаты)
H₄P₂O₇	Пирофосфорная (двуфосфорная)	$P_{2} O_{7}^{4 -}$	Пирофосфаты (дифосфаты)
HMnO₄	Марганцевая	${MnO}_{4}^{-}$	Перманганаты
H₂CrO₄	Хромовая	${CrO}_{4}^{2 -}$	Хроматы
H₂Cr₂O₇	Дихромовая	${Cr}_{2} O_{7}^{2 -}$	Дихроматы (бихроматы)
H₂SeO₄	Селеновая	${SeO}_{4}^{2 -}$	Селенаты
H₃BO₃	Борная	${BO}_{3}^{3 -}$	Ортобораты
HClO	Хлорноватистая	ClO^–	Гипохлориты
HClO₂	Хлористая	${ClO}_{2}^{-}$	Хлориты
HClO₃	Хлорноватая	${ClO}_{3}^{-}$	Хлораты
HClO₄	Хлорная	${ClO}_{4}^{-}$	Перхлораты
H₂CO₃	Угольная	${CO}_{3}^{3 -}$	Карбонаты
CH₃COOH	Уксусная	CH₃COO⁻	Ацетаты
HCOOH	Муравьиная	HCOO⁻	Формиаты

При обычных условиях кислоты могут быть твердыми веществами (H₃PO₄, H₃BO₃, H₂SiO₃) и жидкостями (HNO₃, H₂SO₄, CH₃COOH). 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 H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄, CH₃COOH.

Ряд кислот известны только в растворах. Это все галогеноводородные (HCl, HBr, HI), сероводородная H₂S, циановодородная (синильная HCN), угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ кислота, которые представляют собой растворы газов в воде. Например, соляная кислота — это смесь HCl и H₂O, угольная — смесь CO₂ и H₂O. Понятно, что употреблять выражение «раствор соляной кислоты» неправильно.

Большинство кислот растворимы в воде, нерастворима кремниевая кислота H₂SiO₃. 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, HNO₃, CH₃COOH
	Двухосновные	H₂SO₄, H₂S, H₂CO₃
	Трехосновные	H₃PO₄, H₃AsO₄
Наличие или отсутствие в молекуле атома кислорода	Кислородсодержащие (кислотные гидроксиды, оксокислоты)	HNO₂, H₂SiO₃, H₂SO₄
Наличие или отсутствие в молекуле атома кислорода	Бескислородные	HF, H₂S, HCN
Степень диссоциации (сила)	Сильные (полностью диссоциируют, сильные электролиты)	HCl, HBr, HI, H₂SO₄ (разб), HNO₃, HClO₃, HClO₄, HMnO₄, H₂Cr₂O₇
Степень диссоциации (сила)	Слабые (диссоциируют частично, слабые электролиты)	HF, HNO₂, H₂SO₃, HCOOH, CH₃COOH, H₂SiO₃, H₂S, HCN, H₃PO₄, H₃PO₃, HClO, HClO₂, H₂CO₃, H₃BO₃, H₂SO₄ (конц)
Окислительные свойства	Окислители за счет ионов Н⁺ (условно кислоты-неокислители)	HCl, HBr, HI, HF, H₂SO₄ (разб), H₃PO₄, CH₃COOH
	Окислители за счет аниона (кислоты-окислители)	HNO₃, HMnO₄, H₂SO₄ (конц), H₂Cr₂O₇
	Восстановители за счет аниона	HCl, HBr, HI, H₂S (но не HF)
Термическая устойчивость	Существуют только в растворах	H₂CO₃, H₂SO₃, HClO, HClO₂
	Легко разлагаются при нагревании	H₂SO₃, HNO₃, H₂SiO₃
	Термически устойчивы	H₂SO₄ (конц), H₃PO₄

Все общие химические свойства кислот обусловлены наличием в их водных растворах избытка катионов водорода H⁺ (H₃O⁺).

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 → BaSO₄ можно использовать: а) SO₂; б) H₂SO₄; в) Na₂SO₄; г) SO₃.

1) а, б;

2) б, в;

3) б, г;

4) б, в, г.

Решение. Превращение можно осуществить, используя H₂SO₄:

BaO + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + H₂O

и SO_3:

BaO + SO₃ = BaSO₄

Na₂SO₄ с BaO не реагирует, а в реакции BaO с SO₂ образуется сульфит бария:

BaO + SO₂ = BaSO₃

Ответ: 3).

3. Кислоты реагируют с аммиаком и его водными растворами с образованием солей аммония:

HCl + NH₃ = NH₄Cl — хлорид аммония;

H₂SO₄ + 2NH₃ = (NH₄)₂SO₄ — сульфат аммония.

4. Кислоты-неокислители с образованием соли и выделением водорода реагируют с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

H₂SO₄ (разб) + Fe = FeSO₄ + H₂↑

2HCl + Zn = ZnCl₂ = H₂↑

Взаимодействие кислот-окислителей (HNO₃, H₂SO₄ (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 + Na₂CO₃ = 2NaCl + H₂O + CO₂↑

H₂CO₃ + Na₂SiO₃ = Na₂CO₃ + H₂SiO₃↓

2CH₃COOH + K₂CO₃ = 2CH₃COOK + H₂O + CO₂↑

3H₂SO₄ + 2K₃PO₄ = 3K₂SO₄ + 2H₃PO₄

Не взаимодействуют между собой, например, KCl и H₂SO₄ (разб), NaNO₃ и H₂SO₄ (разб), K₂SO₄ и HCl (HNO₃, HBr, HI), K₃PO₄ и H₂CO₃, CH₃COOK и H₂CO₃;

б) в некоторых случаях более слабая кислота вытесняет из соли более сильную:

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄

3AgNO₃ (разб) + H₃PO₄ = Ag₃PO₄↓ + 3HNO₃.

Такие реакции возможны тогда, когда осадки полученных солей не растворяются в образующихся разбавленных сильных кислотах (H₂SO₄ и HNO₃);

в) в случае образования осадков, нерастворимых в сильных кислотах, возможно протекание реакции между сильной кислотой и солью, образованной другой сильной кислотой:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HNO₃

AgNO₃ + HCl = AgCl↓ + HNO₃

Пример 7.2. Укажите ряд, в котором приведены формулы веществ, которые реагируют с H₂SO₄ (разб).

1) Zn, Al₂O₃, KCl (p-p); 3) NaNO₃ (p-p), Na₂S, NaF;2) Cu(OH)₂, K₂CO₃, Ag; 4) Na₂SO₃, Mg, Zn(OH)₂.

Решение. С H₂SO₄ (разб) взаимодействуют все вещества ряда 4):

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + SO₂↑

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂↑

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O

В ряду 1) неосуществима реакция с KCl (p-p), в ряду 2) — с Ag, в ряду 3) — с NaNO₃ (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 H₂SO₄ (конц):

KCl (тв) + H₂SO₄ (конц) KHSO₄ + HCl↑

2KCl (тв) + H₂SO₄ (конц) K₂SO₄ + 2HCl↑

NaNO₃ (тв) + H₂SO₄ (конц) NaHSO₄ + HNO₃↑

Соли, образованные сильными кислотами (HBr, HI, HCl, HNO₃, HClO₄), реагируют только с концентрированной серной кислотой и только находясь в твердом состоянии

Пример 7.3. Концентрированная серная кислота, в отличие от разбавленной, реагирует:

1) с KF;

2) Na₂CO₃;

3) KNO₃ (тв);

4) Na₃PO₄.

Решение. С KF, Na₂CO₃ и Na₃PO₄ реагируют обе кислоты, а с KNO₃ (тв) — только H₂SO₄ (конц).

Ответ: 3).

Способы получения кислот весьма разнообразны.

Бескислородные кислоты получают:

растворением в воде соответствующих газов:

HCl (г) + H₂O (ж) → HCl (p-p)

H₂S (г) + H₂O (ж) → H₂S (р-р)

из солей вытеснением более сильными или менее летучими кислотами:

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S

KCl (тв) + H₂SO₄ (конц) = KHSO₄ + HCl↑

Na₂SO₃ + H₂SO₄ Na₂SO₄ + H₂SO₃

Кислородсодержащие кислоты получают:

растворением соответствующих кислотных оксидов в воде, при этом степень окисления кислотообразующего элемента в оксиде и кислоте остается одинаковой (исключение — NO₂):

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

P₂O₅ + 3H₂O 2H₃PO₄

окислением неметаллов кислотами-окислителями:

S + 6HNO₃ (конц) = H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O

вытеснением сильной кислоты из соли другой сильной кислоты (если выпадает нерастворимый в образующихся кислотах осадок):

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ (разб) = BaSO₄↓ + 2HNO₃

AgNO₃ + HCl = AgCl↓ + HNO₃

вытеснением летучей кислоты из ее солей менее летучей кислотой.

С этой целью чаще всего используют нелетучую термически устойчивую концентрированную серную кислоту:

NaNO₃ (тв) + H₂SO₄ (конц) NaHSO₄ + HNO₃↑

KClO₄ (тв) + H₂SO₄ (конц) KHSO₄ + HClO₄↑

вытеснением более слабой кислоты из ее солей более сильной кислотой:

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3CaSO₄↓ + 2H₃PO₄

NaNO₂ + HCl = NaCl + HNO₂

K₂SiO₃ + 2HBr = 2KBr + H₂SiO₃↓