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 H2SO4(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 HnAc, 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.
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,H3PO4,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, H3PO4, H2CO3, 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 H2SO4(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:
H2SO4(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.
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.
-
Реакции, в результате которых выпадает осадок.
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 = 2H3РO4
SO3 + H2O = H2SO4Слабые 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 + = СH3СООНЛетучие 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↑ + H2OДополнительные 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: