Кислоты: химические свойства и получение |

Кислоты. Химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Кислоты – сложные вещества, которые при взаимодействии с водой образуют в качестве катионов только ионы Н + (или Н₃О + ).

По растворимости в воде кислоты можно поделить на растворимые и нерастворимые . Некоторые кислоты самопроизвольно разлагаются и в водном растворе практически не существуют (неустойчивые) . Подробно про классификацию кислот можно прочитать здесь.

Получение кислот

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой. При этом с водой реагируют при обычных условиях только те оксиды, которым соответствует кислородсодержащая растворимая кислота.

кислотный оксид + вода = кислота

Например , оксид серы (VI) реагирует с водой с образованием серной кислоты:

При этом оксид кремния (IV) с водой не реагирует:

2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.

Неметалл + водород = бескислородная кислота

Например , хлор реагирует с водородом:

H₂ 0 + Cl₂ 0 → 2 H + Cl —

3. Электролиз растворов солей. Как правило, для получения кислот электролизу подвергают растворы солей, образованных кислотным остатком кислородсодержащих кислот. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

Например , электролиз раствора сульфата меди (II):

4. Кислоты образуются при взаимодействии других кислот с солями. При этом более сильная кислота вытесняет менее сильную.

Например: карбонат кальция CaCO₃ (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

5. Кислоты можно получить окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями.

Например , концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

Химические свойства кислот

1. В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода Н + и анионы кислотных остатков. При этом сильные кислоты диссоциируют почти полностью, а слабые кислоты диссоциируют частично.

Например , соляная кислота диссоциирует почти полностью:

HCl → H + + Cl –

Если говорить точнее, происходит протолиз воды, и в растворе образуются ионы гидроксония:

HCl + H₂O → H₃O + + Cl –

Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато.

Например , сернистая кислота диссоциирует в две ступени:

HSO₃ – ↔ H + + SO₃ 2–

2. Кислоты изменяют окраску индикатора. Водный раствор кислот окрашивает лакмус в красный цвет, метилоранж в красный цвет. Фенолфталеин не изменяет окраску в присутствии кислот.

3. Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами .

С нерастворимыми основаниями и соответствующими им оксидами взаимодействуют только растворимые кислоты.

нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

основный оксид + растворимая кислота = соль + вода

Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с растворимой бромоводородной кислотой:

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.

С сильными основаниями (щелочами) и соответствующими им оксидами реагируют любые кислотами.

Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами — и сильными, и слабыми . При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации . Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь_{(избыток)}+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота_{(избыток)} = кислая соль + вода

Например , гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 1:2 образуются гидрофосфаты:

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

4. Растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода

Например , уксусная кислота взаимодействует с гидроксидом алюминия:

5. Некоторые кислоты являются сильными восстановителями. Восстановителями являются кислоты, образованные неметаллами в минимальной или промежуточной степени окисления, которые могут повысить свою степень окисления (йодоводород HI, сернистая кислота H₂SO₃ и др.).

Например , йодоводород можно окислить хлоридом меди (II):

4H I — + 2 Cu +2 Cl₂ → 4HCl + 2 Cu + I + I₂ 0

6. Кислоты взаимодействуют с солями.

Кислоты реагируют с растворимыми солями только при условии, что в продуктах реакции присутствует газ, вода, осадок или другой слабый электролит . Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

Кислота₁ + растворимая соль₁ = соль₂ + кислота₂/оксид + вода

Например , соляная кислота взаимодействует с нитратом серебра в растворе:

Ag + NO₃ — + H + Cl — → Ag + Cl — ↓ + H + NO₃ —

Кислоты реагируют и с нерастворимыми солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из солей .

Например , карбонат кальция (соль угольной кислоты), реагирует с соляной кислотой (более сильной, чем угольная):

7. Кислоты взаимодействуют с кислыми и основными солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные из кислых солей. Либо кислые соли реагируют с кислотами с образованием более кислых солей.

кислая соль₁ + кислота₁ = средняя соль₂ + кислота₂/оксид + вода

Например , гидрокарбонат калия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида калия, углекислого газа и воды:

KHCO₃ + HCl → KCl + CO₂ + H₂O

Ещё пример : гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:

При взаимодействии основных солей с кислотами образуются средние соли. Более сильные кислоты также вытесняют менее сильные из солей.

Например , гидроксокарбонат меди (II) растворяется в серной кислоте:

Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.

Например , гидроксохлорид алюминия взаимодействует с соляной кислотой:

Al (OH) Cl₂ + HCl → AlCl₃ + H₂O

8. Кислоты взаимодействуют с металлами.

При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Однако минеральные кислоты и кислоты-окислители взаимодействуют по-разному.

К минеральным кислотам относятся соляная кислота HCl, разбавленная серная кислота H₂SO₄, фосфорная кислота H₃PO₄, плавиковая кислота HF, бромоводородная HBr и йодоводородная кислоты HI.

Такие кислоты взаимодействуют только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

При взаимодействии минеральных кислот с металлами образуются соль и водород:

минеральная кислота + металл = соль + H₂↑

Например , железо взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

Fe + 2 H + Cl → Fe +2 Cl₂ + H₂ 0

Сероводородная кислота H₂S, угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и кремниевая H₂SiO₃ с металлами не взаимодействуют.

Кислоты-окислители (азотная кислота HNO₃ любой концентрации и серная концентрированная кислота H₂SO_4(конц)) при взаимодействии с металлами водород не образуют, т.к. окислителем выступает не водород, а азот или сера. Продукты восстановления азотной или серной кислот бывают различными. Определять их лучше по специальным правилам. Эти правила подробно разобраны в статье Окислительно-восстановительные реакции. Я настоятельно рекомендую выучить их наизусть.

9. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.

Угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и азотистая HNO₂ кислоты разлагаются самопроизвольно, без нагревания:

Кремниевая H₂SiO₃, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:

Азотная кислота HNO₃ разлагается при нагревании или на свету:

Кислоты — классификация, получение и свойства

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

Классификация кислот

Сила кислот убывает в ряду:

Кислородосодержащие кислоты и соответствующие кислотные оксиды

Физические свойства кислот

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

Получение кислот

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

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

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

4) Электролиз водных растворов солей

Химические свойства кислот

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

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

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

2) Взаимодействие с металлами

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

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

3) Взаимодействие с основными оксидами

(если образуется растворимая соль)

4) Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

Многоосновные кислоты образуют кислые и средние соли:

5) Взаимодействие с солями

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

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

Реакция происходит, так как образуется осадок.

6) Специфические свойства кислот

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

2KMn +7 O₄ + 16HCl — = Cl₂ 0 + 2KCl + 2Mn +2 Cl₂ + 8H₂O,

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

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

Химические свойства кислот, их классификация и реакции

Общие свойства кислот. Классификация

Кислоты — класс сложных химических веществ, состоящих из атомов водорода и кислотных остатков.

Читайте также:

Химические свойства оснований

В первую очередь кислоты делятся на:

органические или карбоновые и
неорганические или минеральные.

Свойства карбоновых кислот подробно разбираются в статье Карбоновые кислоты (ссылка на статью)

В зависимости от количества атомов водорода, которые могут замещаться в химических реакциях различают:

одноосновные кислоты
двухосновные кислоты
трехосновные кислоты.

Не смотря на то, что в уксусной кислоте четыре атома водорода, три из них принадлежат кислотному остатку и в реакциях замещения не участвуют. Соответственно, уксусная кислота — одновалентная.

Свойства неорганических кислот также зависят от наличия в их составе кислорода и делятся на

бескислородные
кислородсодержащие.

Растворы кислот способны диссоциировать и проводить электрический ток т.е. являются электролитами. В зависимости от степени диссоциации делятся на:

сильные
слабые электролиты.

Химические свойства кислот

1. Диссоциация

При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

НРО 2- ₄ ↔ Н + + PО З- ₄ (третья ступень)

2. Разложение

Кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксиды и воду.

Бескислородные на простые вещества

t
2HCl	→	Cl₂ + H₂.

3. Реакция с металлами

Кислоты реагируют лишь с теми металлами, что стоят в ряду активности до кислорода. В результате взаимодействия образуется соль и выделяется водород.

Найти ряд активности можно на последней странице электронного учебника «Химия 9 класс» под редакцией В. В. Еремина.

Бдительные ученики могут сказать: «Золото стоит в ряду активности металлов после водорода, а с „царской водкой“ реагирует. Как же так?»

Из всех правил есть исключения.

Поскольку в состав азотной кислоты входит азот со степенью окисления +5, а в состав серной — сера со степенью окисления +6, то с металлами реагируют не ионы водорода, а более сильные окислители. Образуется соль, но не происходит выделения водорода.

4. Реакции с основаниями

В результате образуются соль и вода, происходит выделение тепла.

Реакции такого типа называются реакциями нейтрализации. Простейшая реакция, которую можно провести на собственной кухне — гашение соды столовым уксусом или 9%раствором уксусной кислоты.

5. Реакции кислот с солями

Вспомним, когда мы разбирали ионные уравнения ( ссылка на статью), одним из условий протекания реакций было образование в ходе взаимодействия нерастворимой соли, выделение летучего газа или слабо диссоциирующего вещества — например, воды. Те же условия сохраняются и для реакций кислот с солями.

6. Реакция кислот с основными и амфотерными оксидами

В ходе реакции образуется соль и происходит выделение воды.

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Если в окислительных реакциях первую скрипку играет водород, то в восстановительных реакциях основная роль принадлежит анионному остатку. В результате реакций образуются свободные галогены.

Физические свойства кислот

При нормальных условиях (Атмосферное давление = 760 мм рт. ст. Температура воздуха 273,15 K = 0°C) кислоты чаще жидкости, хотя встречаются и твердые вещества: например ортофосфорная H₃PO₄ или кремниевая H₂SiO₃.

Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде: фтороводородная-HF, соляная-HCl, бромоводородная-HBr.

Кислотные свойства кислот в ряду HF → HCl → HBr → HI усиливаются.

Для некоторых кислот (соляная, серная, уксусная) характерен специфический запах.

Благодаря наличию ионов водорода в составе, кислоты обладают характерным кислым вкусом.

Химическая лаборатория не ресторан, и в целях безопасности существует жесткий запрет на опробование на вкус химических веществ.

Как же можно определить кислота в пробирке или нет?

В 1300 году был открыт лакмус, и с тех пор алхимикам и химикам не пришлось рисковать своим здоровьем, пробуя на вкус содержимое пробирок. Запомните, что лакмус в кислой среде краснеет.

Вторым широко используемым индикатором является фенолфталеин.

Простой мнемонический стишок поможет запомнить, как ведут себя индикаторы в разных средах.

Индикатор лакмус — красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус — синий,
Щёлочь здесь — не будь разиней,
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеиновый — в щелочах малиновый
Но несмотря на это в кислотах он без цвета.

2.6. Характерные химические свойства кислот.

Классификация кислот

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

Кислородсодержащие	Бескислородные
H₃PO₄,HNO₃,HNO₂,H₂SO₄,H₃PO_4,H₂CO₃,H₂CO₃, HClO₄ все органические кислоты (HCOOH, CH₃COOH и т.д.)	HF, HCl, HBr, HI, H₂S

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:

3) Летучесть

Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.

4) Растворимость

Растворимые	Нерастворимые
HF, HCl, HBr, HI, H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, HNO₃, HNO₂, H₃PO_4, H₂CO_3, CH₃COOH, HCOOH	H₂SiO₃, высшие карбоновые кислоты

5) Устойчивость

Устойчивые	Неустойчивые
H₂SO₄, H₃PO₄, HCl, HBr, HF	H₂CO₃, H₂SO₃

6) Способность к диссоциации

хорошо диссоциирующие (сильные)

7) Окисляющие свойства

(проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H + )

(проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента)

практически все кислоты кроме HNO₃ и H₂SO₄ (конц.)

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:

CH₃COOH CH₃COO — + 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 + :

H₃PO₄ H + + H₂PO₄ —

H₂PO₄ — H + + HPO₄ 2-

HPO₄ 2- H + + PO₄ 3-

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H₃PO₄ диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H₂PO₄ — , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO₄ 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:

H₂SO₄ 2H + + SO₄ 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 H₂SO_4(конц.) и HNO₃) 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:

H₂SO_4(разб.) + Zn ZnSO₄ + H₂

2HCl + Fe FeCl₂ + H₂

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H₂SO₄ (конц.) и HNO₃, 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:

H₂SO₄ + ZnO ZnSO₄ + H₂O

6HNO₃ + Fe₂O₃ 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH H₂O + NaCl

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

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:

H₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ BaSO₄↓ + 2HNO₃

CH₃COOH + Na₂SO₃ CH₃COONa + SO₂↑ + H₂O

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 HNO₃ и концентрированной H₂SO₄ 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 + MnO₂ MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

16HBr + 2KMnO₄ 2KBr + 2MnBr₂ + 8H₂O + 5Br₂

14НI + K₂Cr₂O₇ 3I₂↓ + 2Crl₃ + 2KI + 7H₂O

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 + Fe₂O₃ 2FeI₂ + I₂↓ + 3H₂O

2HI + 2FeCl₃ 2FeCl₂ + I₂↓ + 2HCl

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H₂S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:

2H₂S + SO₂ 3S↓+ 2H₂O

Характерные химические свойства кислот

Содержание:

Кислоты – это химические соединения, содержащие в себе положительный атом водорода (катион H+) и кислотный остаток (анион A-). Является сложным веществом.

Общая характеристика

В первую очередь кислоты различают по растворимости. Есть нерастворимые, растворимые и полурастворимые кислоты. Эти различия прописаны в таблице растворимости, так что наизусть запоминать не требуется.

Классификация:

Кислоты различают по составу на кислородсодержащие и бескислородные. Примеры кислот приведены ниже в таблице.

Бескислородные кислоты – это растворы галогеноводородов, атомы которых в растворе связаны полярной ковалентной связью. Название кислоты складывается из названия кислотного остатка в первую очередь, а дальше называется катион (водород). Так с хлором и водородом образуется хлороводородная кислота, а с серой – сероводородная.

Кислородосодержащие кислоты, или оксокислоты называют за счёт наличия в них кислорода. Общего принципа построения названия этих кислот нет, так что их названия необходимо запоминать на память.

Кислоты различают по количеству атомов водорода на одноосновные (один атом водорода), двухосновные (два атома водорода), трёхосновные (три атома водорода).

Основность кислоты — это число активных атомов водорода в молекуле кислоты
Одноосновные	HClO₄, HCl
Двухосновные	H₂SO₄, H₂CO₃
Трехосновные	H₃PO₄

Кислоты разделяют на сильные и слабые. К сильным относят галогенводородные и высшие кислородсодержащие кислоты, они растворимы. К слабым относят неустойчивые и нерастворимые в воде кислоты. Чтобы определить силу кислоты, существует правило: из числа атомов кислорода вычесть число атомов водорода, если получаемое число 2 или 3 – кислота сильная, если 1 или 0 – кислота слабая.

Физические свойства

Кислоты, в зависимости от условий, могут быть в трёх агрегатных состояниях: в жидком, твёрдом и газообразном состоянии. Кислоты могут обладать цветом и запахом.

Химические свойства

Изменение цвета индикаторов

Кислота в водной среде способна изменить цвет разных индикаторов. Кислоты окрашивают в красных цвет лакмус, метилоранж и универсальный индикатор. Фенолфталеин не окрашивается.

Взаимодействие кислот с металлами

Кислота способна реагировать только с металлами, находящимися левее водорода в ряду активности металлов.

Из приведенного выше химического уравнения нужно отметить, что при взаимодействии кислоты и металла происходит реакция замещения, образуется соль и выделяется H2.

Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

При взаимодействии кислоты с основным или амфотерным оксидами происходит реакция обмена в результате которой образуются соль и H₂O.

В качестве примера приведены следующие реакции:

Из приведённого выше химического уравнения нужно отметить, что в реакциях основного оксида калия и амфотерного оксида алюминия (III) с кислотами, образуется соль и H2O.

Взаимодействие кислот с основными и амфотерными гидроксидами

При взаимодействии кислоты с основным и амфотерным гидроксидами образуются H₂O и новая соль, как и в случае с оксидами, происходит реакция обмена. Второе название этой реакции – реакция нейтрализации.

Из приведённой выше химического уравнения нужно отметить, что при реакции основного гидроксида калия и амфотерного гидроксида алюминия (III) с кислотами образуются соль и H₂O.

Взаимодействие кислот с солями

Реакция кислоты с солью является реакцией обмена, так же ее называют реакцией нейтрализации. Она возможно только в случае выпадения соли в осадок, выделения газа, слабые электролиты или вода. Рассмотрим все случаи более подробно.

Из приведённого выше химического уравнения можно увидеть, что при взаимодействии кислоты и соли образуются новые кислота и нерастворимая соль, которые выпадают в осадок. Осадок может иметь различную окраску, плотность и консистенцию.

Реакции, в результате которых при нагревании или обычных условиях выделяется газ.

Из приведённых выше химических уравнений нужно отметить, что при реакции соли с кислотой образуется новая соль и выделяется газ. Разберём одну из реакций: при взаимодействии твёрдого хлорида натрия с концентрированной хлороводородной кислотой образовалась натриевая соль серной кислоты и выделился летучий газ хлороводород.

Реакции, в результате которых образуется слабый электролит.

Такие реакции возможны только при условии, когда одним из реагентов сильный электролит. Для того, чтобы убедиться, что реакция будет протекать используют вытеснительный ряд:

В этом ряду кислоты расположены так, что в растворах кислот и их солей могут в результате реакции вытесняют из раствора те, что стоят левее в ряду. Азотная и фосфорная кислоты находятся на одном месте в ряду, т.к. имеют одинаковые вытеснительные способности.

Из приведённого выше химического уравнения нужно отметить, что хлороводородная кислота, которая находится в данном ряду левее, способна вытеснять кислотный остаток карбоновой кислоты, стоящей в ряду правее. Нужно учитывать, что карбоновая кислота слабая и при стандартных условиях она распадется на углекислый газ и воду. Углекислый газ выделяется из раствора, а вода остаётся.

Разложение кислородсодержащих кислот

В результате реакции разложения кислородсодержащих кислот всегда образуется вода и оксид.

Из приведённых выше реакций можно увидеть, что карбоновая легко разлагается при обычных условиях, так как является одной из самых слабой кислотой. Для разложения сернистой и кремниевой кислоты их растворы необходимо нагреть. Во всех трёх реакция в результате образуется вода и оксиды кислотных остатков.

Химические свойства кислот

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н + (точнее – катионы гидроксония H₃O + ):

НCl = Н + + Cl – (НCl + H₂O = H₃O + + Cl – )
HNO₃ = Н + + NO₃ – (HNO₃ + H₂O = H₃O + + NO₃ – )

Кислоты – вещества молекулярного строения. Атомы в молекулах кислот связаны ковалентными полярными химическими связями. Чем более поляризована связь между атомом водорода, способным отщепляться в виде катиона водорода, и атомом какого–либо другого элемента, тем легче происходит её распад с образованием ионов, тем сильнее кислота.

Классифицировать кислоты можно по разным признакам.

По содержанию кислорода кислоты могут быть бескислородными (например, НCl, НВг, HI, H₂S, HCN) и кислородсодержащими (например, H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄).
По числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металлов (по основности), кислоты могут быть одноосновными (НCl, НВг, HI, HNO₃), двухосновными (H₂SO₄, H₂SO₃, H₂СО₃, H₂S), трёхосновными (H₃PO₄, H₃AsO₄) и т. д. Существуют и кислоты большей основности, например пирофосфорная Н₄Р₂O₇ – четырёхосновная.
По степени диссоциации кислоты могут быть сильными (НCl, НВг, HI, HNO₃, H₂SO₄) и слабыми (H₂S, H₂SiO₃, H₂CO₃, СH₃СООН).
По растворимости кислоты могут быть растворимыми в воде (H₂SO₄, HNO₃, НCl, СH₃СООН) и нерастворимыми в воде (H₂SiO₃, C₁₇H₃₅СООН).
По стабильности кислоты могут быть стабильными (H₂SO₄, НCl, H₃РO₄) и нестабильными (H₂CO₃, H₂SO₃, HNO₂). Нестабильные кислоты, как правило, невозможно выделить в свободном состоянии, они существуют только в растворах.
По летучести кислоты могут быть летучими (НCl, HNO₃, СH₃СООН) и нелетучими (H₂SO₄, H₃PO₄, H₂SiO₃).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

Кислоты реагируют с металлами. Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода H₂, вытесняют водород из растворов кислот. Происходит реакция замещения, образуется соль и водород:

Металлы, расположенные в ряду напряжений после водорода, с кислотами не реагируют.

Важное примечание: с серной концентрированной кислотой и с азотной кислотой любой концентрации реакции идут за счёт аниона кислотного остатка, водород в этих случаях не выделяется:

Cu+ 4HNO₃ (конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
Cu+ 2H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Киcлоты реагируют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

Кислoты реагируют с основаниями и с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды:

(Взаимодействие сильных кислот с сильными основаниями – реакция нейтрализации.)

Al(ОН)₃ + 3НCl = AlCl₃ + 3H₂O
Al(ОН)₃ + 3Н + = Al 3+ + 3H₂O

(Реакция амфотерного гидроксида с сильной кислотой.)

Сильные кислоты реагируют с солями слабых кислот. Слабые кислоты при этом могут быть вытеснены из солей. Например, сильная соляная кислота НCl вытесняет слабую сероводородную кислоту H₂S:

FeS + 2НCl = FeCl₂ + H₂S↑
FeS + 2Н + = H₂S↑ + Fe 2+

Нелетучие кислоты могут вытеснить летучую из её соли. Например, нелетучая серная кислота H₂SO₄ вытесняет более летучую азотную HNO₃. Обе кислоты – сильные. В растворе такая реакция не происходит. Она осуществима, если соль находится в кристаллическом виде (не в растворе), а серная кислота концентрированная:

Аналогично можно получить газообразный хлороводород, раствор которого – соляная кислота.

Кислoты можно обнаружить индикаторами. Индикаторы реагируют на наличие в растворе ионов Н + (H₃O + ). Лакмус в кислой среде приобретает красный цвет, метиловый оранжевый – красный, фенолфталеин – бесцветный. Для обнаружения кислот удобно использовать лакмус.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОТ

Бескислородные кислоты, состоящие из двух элементов, могут быть получены синтезом простых веществ:

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены в результате взаимодействия с водой соответствующих кислотных оксидов:

Р₂O₅ + 3H₂O = 2H₃РO₄SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Слабые или летучие киcлoты могут быть вытеснены из солей более сильными или менее летучими кислотами. Например, сильная соляная кислота НCl вытесняет слабую уксусную кислоту СH₃СООН:

CH₃COONa + НCl = СH₃СООН + NaCl
СH₃СОО – + Н + = СH₃СООН

Летучие киcлoты могут быть вытеснены из солей менее летучими кислотами. Например, нелетучая серная кислота H₂SO₄ может вытеснить более летучую соляную НCl. Но в растворе такая реакция не пойдёт (обе киcлoты сильные). Она осуществима, если соль в кристаллическом состоянии (не в растворе) обработать серной концентрированной кислотой:

В результате этой реакции образуется газообразный хлороводород, при растворении которого в воде образуется соляная кислота.

Для получения слабых нелетучих кислот (например, ортофосфорной киcлоты или сернистой кислoты) лучше воспользоваться концентрированной серной кислотой, причём образующаяся сернистая кислота H₂SO₃ разлагается на сернистый газ SO₂ и воду:

Са₃(РO₄)₂ (тв.) + 3H₂SO₄ (конц.) = 3CaSO₄ + 2H₃РO₄
Na₂SO₃ (тв.) + H₂SO₄ (конц.) = Na₂SO₄ + SO₂↑ + H₂O

Дополнительные материалы (схемы, таблицы)

Конспект урока по химии в 8 классе «Кислоты: классификация, свойства, получение». Выберите дальнейшее действие:

Вернуться к Списку конспектов по химии
Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии
Смотреть конспект по химии в 11 классе «Неорганические и органические кислоты«

Физические и химические свойства кислот

H₂S ↔ H + + HS — ↔ 2H + + S 2- .

Существует несколько классификаций кислот, так, по числу атомов водорода, способных к отеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HNO₂), двухосновные (H₂CO₃) и трехосновные (H₃PO₄). В зависимости от содержания в составе кислоты атомов кислорода кислоты делят на бескислородные (HCl, HF) и кислородсодержащие (H₂SO₄, H₂SO₃).

Химические свойства кислот

К химическим свойствам неорганических кислот относят:

— способность изменять окраску индикаторов, например, лакмус при попадании в раствор кислоты приобретает красную окраску (это обусловлено диссоциацией кислот);

— взаимодействие с активными металлами, стоящими в ряду активности до водорода

— взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

— взаимодействие с основаниями (в случае взаимодействия кислот со щелочами происходит реакция нейтрализации в ходе которой происходит образование соли и воды, с нерастворимыми в воде основаниями реагируют только растворимые в воде кислоты)

— взаимодействие с солями (только в том случае, если в ходу реакции происходит образование мало- или нерастворимого соединения, воды или выделение газообразного вещества)

— сильные кислоты способны вытеснять более слабые из растворов их солей

— окислительно-восстановительные реакции, связанные со свойствами анионов кислот:

Физические свойства кислот

При н.у. большинство неорганических кислот существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (H₃PO₄, H₃BO₃). Практически все кислоты хорошо растворимы в воде, кроме кремниевой кислоты (H₂SiO₃)

Получение кислот

Основные способы получения кислот:

— реакции взаимодействия кислотных оксидов с водой

— реакции соединения неметаллов с водородом (бескислородные кислоты)

— реакции обмена между солями и другими кислотами

Применение кислот

Из всех неорганических кислот наиболее широкую сферу применения нашли соляная, серная, ортофосфорная и азотная кислоты. Их используют в качестве сырья для получения различного спектра веществ – других кислот, солей, удобрений, красителей, взрывчатых веществ, лаков и красок и т.д. Разбавленные соляную, ортофосфорную и борную кислоты используют в медицине. Также кислоты нашли широкое применение в быту.

Примеры решения задач

Задание	сколько граммов оксида фосфора (V) потребуется для получения 392 г ортофосфорной кислоты?
Решение	Запишем уравнение реакции получения ортофосфорной кислоты:

Молярные массы оксида фосфора (V) и ортофосфорной кислоты, рассчитанные с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 142 и 98 г/моль, соответственно. Найдем количество вещества ортофосфорной кислоты:

Согласно уравнению реакции n(H₃PO₄) : n(P₂O₅) = 3:1, следовательно n(P₂O₅) = 1/2× n(H₃PO₄) = 2 моль. Найдем массу оксида фосфора (V):

Задание	рассчитайте массу кремниевой кислоты (принимая ее состав H₂SiO₃), полученной при действии на раствор силиката натрия объемом 400 мл с массовой долей соли 20% (плотность раствора 1,1 г/мл) избытка соляной кислоты.
Решение	Запишем уравнение реакции получения кремниевой кислоты:

Найдем массу силиката натрия зная объем раствора, его плотность и содержание основного вещества в растворе (см. условие задачи):

Тогда, количество вещества силиката натрия:

По уравнению реакции количество вещества кремниевой кислоты v(H₂SiO₃) = v(Na₂SiO₃) = 0,72 моль. Следовательно, масса кремниевой кислоты будет равна: