3.  КИСЛОТЫ

Кислотами называются сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотных остатков.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах  на катионы только водорода Н⁺ и анионы кислотных остатков.

Если кислота одноосновная, то она диссоциирует в одну ступень:

HCI ® H⁺ + CI

HNO₃ ® H⁺ + NO₃

Если кислота многоосновная, то она диссоциирует ступенчато:

H₃PO₄  H⁺ + H₂PO₄      (первая ступень),

H₂PO₄  H⁺ + HPO₄²   (вторая ступень),

HPO₄²  H⁺ + PO₄³     (третья ступень).

Ступенчатой диссоциацией многоосновных кислот объясняется образование кислых солей.

Номенклатура кислот.

1. Бескислородные кислоты

В бескислородных кислотах называется кислотообразующий элемент и добавляется окончание «водородная»:

HCl – хлороводородная кислота

H₂S – сероводородная кислота

2. Кислородосодержащие кислоты.

Составление названий кислородосодержащих кислот рассмотрим на следующих примерах:

H₂SO₄ – серная кислота,

H₃AsO₄  –мышьяковая кислота.

Называется кислотообразующий элемент с суффиксом «н» или «ов» (если степень окисления элементов максимальная).

Если степень окисления элемента промежуточная, то в названии  используется еще и суффикс «ист»:

H₂SO₃ –сернистая кислота,

H₃AsO₃  – мышьяковистая кислота.

Когда элемент образует много кислородсодержащих кислот (например, хлор), то, по мере убывания степени окисления кислотообразующего элемента, они имеют следующие названия:

HO₄ – хлорная кислота;

HO₃ – хлорноватая кислота;

HO₂ – хлористая кислота;

HO – хлорноватистая кислота.

Иногда в молекулах кислородосодержащих кислот элемент имеет одинаковую степень окисления, тогда в названии используются приставки, которые указывают на различное содержание воды в кислоте:

«мета» - мало воды,

«орто» - много воды.

Например:

P₂O₅ + H₂O → 2HO₃ – метафосфорная кислота,

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃O₄ – ортофосфорная кислота.

При составлении формул придерживаются следующих правил:

1. Бескислородные кислоты.

Зная название кислоты, записываем сначала водород, а затем кислотообразующий элемент. Степень окисления водорода в кислотах всегда +1. Степень окисления элемента отрицательная. Она равна номеру группы ПСЭ (в которой находится элемент) минус восемь.

Например: сероводородная кислота – элемент сера, расположен в шестой группе ПСЭ. 6 - 8 = -2. Степень окисления серы –2. Записываем символы водорода и серы Н⁺S^-2, т.к. молекула электронейтральна, то формула кислоты будет Н₂S.

2. Кислородсодержащие кислоты.

По суффиксам в названии кислоты определяем степень окисления кислотообразующего элемента. Эта степень окисления сохраняется в кислотном оксиде. По приставке в названии определяем количество воды в кислоте.

Например: метафосфорная кислота – кислотообразующий элемент фосфор. Суффикс «н» показывает, что он имеет максимальную степень окисления, фосфор в пятой группе ПСЭ, следовательно, максимальная степень окисления +5, она сохраняется и в оксиде фосфора – Р₂⁺⁵О₅^-2. Приставка «мета» говорит о том, что воды в кислоте минимальное количество.

В формулах кислородосодержащих кислот сначала записывается водород, затем кислотообразующий элемент и кислород. Индексами выравнивают число положительных и отрицательных зарядов. Если они четные, то их сокращают и ставят перед формулой соответствующий коэффициент.

_{+5  -2}

P₂O₅ + H₂O → H₂P₂O₆ → 2HPO₃ – метафосфорная кислота,

_{+5  -2}

P₂O₅ + 2H₂O → H₄P₂O₇ – пирофосфорная кислота,

_{+5  -2}

P₂O₅ + 3H₂O → H₆P₂O₈ → 2H₃PO₄–  ортофосфорная кислота.

Классификация кислот по следующим признакам:

По содержанию кислорода:

1. Кислородосодержащие                       2. Бескислородные

HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄ HCl, HJ, H₂S

По основности

(по числу атомов водорода в молекуле кислоты)

1. Одноосновные                                    2. Многоосновные

HCl, HNO₃, HBr                                     H₂SO₄, H₃PO₄, H₂S

По силе (по степени диссоциации)

1. Сильные (α =100 %)                            2. Слабые (α < 100 %)

HCl, HNO₃, H₂SO₄                                   H₂S, HNO₂, H₂CO₃

По растворимости

1. Растворимые                                     2. Нерастворимые

HCl, HNO₃ H₂SiO₃, H₂MoO₄

Получение

1. Бескислородные кислоты получают синтезом из простых веществ летучих соединений с последующим растворением их в воде. Например:

H₂ + Cl₂ → 2HCl – хлороводород, газ. Растворяем его в воде, получаем HCl – хлороводородную кислоту – жидкость.

2. Растворение соответствующего оксида в воде:

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄.

3. Электролиз растворов солей:

Na₂SO₄ + 4H₂O  H₂SO₄ +2H₂+O₂+2NaОН.

4. Взаимодействие растворимой соли с сильной кислотой (получают нерастворимые, легколетучие, слабые кислоты):

Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCI + H₂SiO₃

                                                             H₂O

Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCI + H₂ CO₃

CO₂

Физические свойства

Большинство неорганических кислот жидкости, смешивающиеся с водой в любых соотношениях, затвердевающие при низких температурах; фосфорная кислота - кристаллическое, похожее на лед вещество, хорошо растворяется в воде. Кремниевая кислота твердое вещество, нерастворимое в воде. Некоторые кислоты существуют только в растворе H₂Cr₂O₇, HMnO₄. Их гидратированные анионы окрашены в характерные цвета: оранжевый, фиолетовый. Наконец, такие кислоты, как хлороводородная,  бромоводородная – летучие, поэтому обладают резким запахом. Кислоты имеют кислый вкус.

Химические свойства

1. Изменение цвета индикаторов:

фенолфталеин – бесцветный,

лакмус – розовый,

метилоранж – красный.

2. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O.

3. Взаимодействие с основными оксидами:

H₂SO₄ + Na₂O → Na₂SO₄ + 2H₂O.

4. Взаимодействие с солями:

а) менее летучие кислоты вытесняют более летучие из их солей:

H₂SO₄ + NaCI → NaHSO₄ + HCI

^{конц. тверд.}

б) более сильные кислоты вытесняют менее сильные из растворов их солей:

3HCI + Na₃PO₄ → 3NaCI + H₃PO₄.

          5. Взаимодействие с металлами различных кислот протекает согласно положению металлов в ряду напряжений, который характеризует окислительно-восстановительную способность электрохимической системы «металл - ион металла».

Li К  Ca   Мg  Al   Ti  Cr  Zn   Fe   Ni   Sn Pb H  Cu  Ag  Au 

Исходя из этого, все металлы удобно разделить на три условные группы:

Активные	Средней активности	Малоактивные
Li  К Ca Мg  Al	Ti Cr  Zn   Fe   Ni   Sn Pb	Cu Ag  Au

Взаимодействие металлов с хлороводородной  кислотой

.

Активные	Средней активности	Малоактивные
Реагируют	Реагируют  (пассивируется Pb)	Не реагируют

Например:

Zn +2HCI → ZnCI₂ + H₂

Щелочные и щелочноземельные металлы с растворами кислот взаимодействуют в две стадии:

Na + HCI ¹ NaCI + H₂

1).2Na + 2H₂O → 2NaОН + H₂

         2). NaОН + HCI→ NaCI + H₂O.

Малоактивные металлы, расположенные в ряду напряжений правее водорода, из разбавленного раствора кислоты его не вытесняют:

Cu + HCl ¹

Взаимодействие металлов с разбавленной серной кислотой

Активные	Средней актив.	Малоактивные
Реагируют	Реагируют (пассивируется Pb)	Не реагируют

Например:

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂

Малоактивные металлы, расположенные в ряду напряжений правее водорода, из разбавленного раствора кислоты его не вытесняют:

Cu + H₂SO₄ ¹

Взаимодействие металлов с концентрированной серной  кислотой

Активные	Средней активности	Малоактивные
Реагируют	Реагируют (пассивируются Al, Fe)	Реагируют Сu, Hg не реагируют Ag, Au, Pt

В результате взаимодействия образуются сульфат металла,      вода и один из продуктов окисления серной кислоты:

S ,   H2S,  SO2

S ,   H2S,  SO2

SO2

Например:      Zn + 2H₂SO_4(К) → ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O,

4Zn + 5H₂SO_4(К) → 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O,

                     3Zn + 4H₂SO_4(К) → 3ZnSO₄ + S + 4H₂O,

2H₂SO_4(к) + Сu → Сu SO₄ + SO₂ + 2H₂O.

Холодная концентрированная серная кислота пассивирует Al, Fe; при нагревании пассивирующие пленки растворяются, и взаимодействие с кислотой протекает интенсивно.

Взаимодействие металлов с разбавленной азотной кислотой

Активные	Средней активности	Малоактивные
Реагируют	Реагируют (пассивируется Ti)	Реагируют Сu, Hg Ag, не реагируют Au, Pt

В результате взаимодействия образуются нитрат металла,         вода и один из продуктов окисления азотной кислоты:

NH3,     NH4NO3

N2 или N2O

NO

Например:

10HNO₃ + 4Mg → 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Взаимодействие металлов с концентрированной азотной кислотой

Активные	Средней активности	Малоактивные
Реагируют	Реагируют  (пассивируются Ti, Al, Cr, Fe)	Реагируют Сu, Hg Ag, не реагируют Au, Pt

В результате взаимодействия образуются нитрат металла, вода и NO₂ (газ бурого цвета). При взаимодействии с кислотой активных металлов возможно выделение  N₂O.

Например:

4HNO₃ + Сu → Сu (NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

10HNO₃ + 4Са → 4Са (NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O.

При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной с металлами водород никогда не выделяется.

Холодная концентрированная азотная кислота пассивирует следующие металлы Fe, Cr, Al, Ti, но при нагревании взаимодействие этих металлов с кислотой протекает энергично.

6. Взаимодействие с неметаллами азотной и концентрированной серной кислот:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO,

C + 2H₂SO_4(к) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O.

7. При нагревании некоторые кислоты разлагаются:

H₂SiO₃ H₂O + SiO₂.

Лабораторная работа № 3

Химические свойства кислот и их получение

Цель работы: ознакомиться с химическими свойствами кислот и способами их получения. Освоить технику выпаривания.

Посуда и реактивы: пробирки, стеклянная палочка, фарфоровая чашка. Растворы щелочи, соляной кислоты, серной кислоты, силиката натрия, кусочки оксида фосфора, оксида магния, ацетата натрия, набор индикаторов.

     Ход работы:

Опыт № 1. Взаимодействие кислотного оксида

с водой

Стеклянной палочкой взять кусочек оксида фосфора (V) и смешать его с небольшим количеством воды. В полученный раствор добавить 2–3 капли лакмуса. Написать уравнение реакции.

Опыт № 2. Взаимодействие соли с кислотой

Положить в пробирку немного сухого ацетата натрия

CH₃COONa или другой соли уксусной кислоты и добавить небольшое количество разбавленной серной кислоты. Образовавшаяся кислота может быть обнаружена по запаху. При выяснении запаха нельзя нюхать вещество прямо из пробирки, так как вдыхание газов и паров может вызвать сильное раздражение дыхательных путей. Необходимо ладонью руки сделать легкие движения от пробирки к носу. В этом случае в нос будет попадать смесь газа с воздухом и сильного раздражения не произойдет.

В пробирку внести 5–6 капель концентрированного раствора силиката натрия Na₂SiO₃ и постепенно добавить 5–6 капель соляной кислоты, непрерывно встряхивая пробирку. Образуется студнеобразный осадок. Подействовать на полученный осадок раствором щелочи и серной кислоты. Отметить изменения в пробирках и написать уравнения реакций.

Опыт № 3. Взаимодействие основного оксида с кислотой

К небольшому количеству оксида магния в пробирке прилить небольшое количество соляной кислоты. Отметить растворение осадка. Написать уравнения реакции. Какая соль образовалась?

Опыт № 4. Взаимодействие основания с кислотой

(реакция нейтрализации)

Налить в фарфоровую чашку 10 см³ 2 моль/дм³ раствора гидроксида натрия. Добавить 1–2 капли фенолфталеина, чтобы окраска стала малиновой, что подтверждает наличие щелочи в растворе. Затем в пробирку по каплям добавлять раствор соляной кислоты, до обесцвечивания раствора. Выпарить содержимое чашки и убедиться, что образовалась соль. Написать уравнение реакции.