Какие ионы определяют общие свойства кислот и оснований
После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. В статье описано, что такое
pH раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания.
Простым языком, кислота — это всё что с H, а основание — c OH. НО! Не всегда. Что бы отличать кислоту от основания
необходимо… запомнить их! Сожалею. Что бы хоть как то облегчить жизнь, три наших друга, Аррениус и Бренстед с
Лоури, придумали две теории, которые зовутся их именем.
Как металлы и неметаллы, кислоты и основания — это разделение веществ по схожим свойствам. Первая теория кислот
и оснований принадлежала швецкому учёному Аррениусу. Кислота по Аррениусу — это класс веществ, которые
в реакции с водой диссоциируют (распадаются), образовывая катион водорода H+. Основания Аррениуса в водном растворе образуют
анионы OH-. Следующая теория в 1923 году была предложена учёными Бренстедом и Лоури. Теория Бренстеда-Лоури
определяет кислотами вещества, способные в реакции отдавать протон (протоном в реакциях называют катион водорода). Основания,
соответственно, — это вещества, способные принять протон в реакции. Актуальная на данный момент теория — теория Льюиса.
Теория Льюиса определяет кислоты как молекулы или ионы, способные принимать электронные пары, тем самым формируя
аддукты Льюиса (аддукт — это соединение, образующееся соединением двух реагентов без образования побочных продуктов).
В неорганической химии, как правило, под кислотой имеют ввиду кислоту Бренстеда-Лоури, то есть вещества, способные отдать
протон. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса. Данные правила
справедливы для кислот и оснований.
Диссоциация
Диссоциация – это процесс распада вещества на ионы в растворах или расплавах. Например, диссоциация соляной кислоты — это распад
HCl на H+ и Cl-.
Свойства кислот и оснований
Кислоты, содержащие водород, в водном растворе выделяют катионы водорода. Основания, содержащие гидроксид-ион,
в водном растворе выделяют анион OH-.
Основания, как правило, мыльные на ощупь, кислоты, в большинстве своём, имеют кислый вкус.
При реакции основания со многими катионами формируется осадок. При реакции кислоты с анионами, как правило, выделяется
газ.
Часто используемые кислоты:
H2O, H3O+, CH3CO2H, H2SO4,
HSO4−, HCl, CH3OH, NH3
Часто используемые основания:
OH−, H2O, CH3CO2−,
HSO4−, SO42−, Cl−
Сильные и слабые кислоты и основания
Сильные кислоты
Такие кислоты, которые полностью диссоциируют в воде, производя катионы водорода H+ и анионы.
Пример сильной кислоты — соляная кислота HCl:
HCl(р-р) + H2O(ж) → H3O+(р-р) + Cl-(р-р)
Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO3, H2SO4, HClO4
Список сильных кислот
- HCl — соляная кислота
- HBr — бромоводород
- HI — йодоводород
- HNO3 — азотная кислота
- HClO4 — хлорная кислота
- H2SO4 — серная кислота
Слабые кислоты
Растворяются в воде только частично, например, HF:
HF(р-р) + H2O(ж) → H3O+(р-р) + F-(р-р) —
в такой реакции более 90% кислоты не диссоциирует:
[H3O+]=[F-] < 0,01M для вещества 0,1М
Сильную и слабую кислоту можно различить измеряя проводимость растворов: проводимость зависит от количества ионов,
чем сильнее кислота тем она более диссоциирована, поэтому чем сильнее кислота тем выше проводимость.
Список слабых кислот
- HF фтороводородная
- H3PO4 фосфорная
- H2SO3 сернистая
- H2S сероводородная
- H2CO3 угольная
- H2SiO3 кремниевая
Сильные основания
Сильные основания полностью диссоциируют в воде:
NaOH(р-р) + H2O ↔ NH4
К сильным основаниям относятся гидроксиды металлов первой (алкалины, щелочные металы) и второй (алкалинотеррены,
щёлочноземельные металлы) группы.
Список сильных оснований
- NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
- KOH гидроксид калия (едкое кали)
- LiOH гидроксид лития
- Ba(OH)2 гидроксид бария
- Ca(OH)2 гидроксид кальция (гашеная известь)
Слабые основания
В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH-:
NH3 (р-р) + H2O ↔ NH+4 (р-р) + OH-(р-р)
Большинство слабых оснований — это анионы:
F-(р-р) + H2O ↔ HF(р-р) + OH-(р-р)
Список слабых оснований
- Mg(OH)2 гидроксид магния
- Fe(OH)2 гидроксид железа (II)
- Zn(OH)2 гидроксид цинка
- NH4OH гидроксид аммония
- Fe(OH)3 гидроксид железа (III)
Реакции кислот и оснований
Сильная кислота и сильное основание
Такая реакция называется нейтрализацией: при количестве реагентов достаточном для полной диссоциации кислоты и
основания, результирующий раствор будет нейтральным.
Пример:
H3O+ + OH- ↔ 2H2O
Слабое основание и слабая кислота
Общий вид реакции:
Слабое основание(р-р) + H2O ↔ Слабая кислота(р-р) + OH-(р-р)
Сильное основание и слабая кислота
Основание полностью диссоциирует, кислота диссоциирует частично, результирующий раствор имеет слабые свойства
основания:
HX(р-р) + OH-(р-р) ↔ H2O + X-(р-р)
Сильная кислота и слабое основание
Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:
NH3 (р-р) + H+ ↔ NH4
Диссоциация воды
Диссоциация — это распад вещества на составляющие молекулы. Свойства кислоты или основания зависят от
равновесия, которое присутствует в воде:
H2O + H2O ↔ H3O+(р-р) + OH-(р-р)
Kc = [H3O+][OH-]/[H2O]2
Константа равновесия воды при t=25°: Kc = 1.83⋅10-6, также имеет место следующее
равенство: [H3O+][OH-] = 10-14, что называется константой
диссоциации воды. Для чистой воды [H3O+] = [OH-] = 10-7,
откуда -lg[H3O] = 7.0.
Данная величина (-lg[h3O]) называется pH — потенциал водорода. Если pH < 7, то вещество
имеет кислотные свойства, если pH > 7, то вещество имеет основные свойства.
Способы определения pH
Инструментальный метод
Специальный прибор pH-метр — устройство, трансформирующее концентрацию протонов в растворе в электрический
сигнал.
Индикаторы
Вещество, которое изменяет цвет в некотором интервале значений pH в зависимости от кислотности раствора,
используя несколько индикаторов можно добиться достаточно точного результата.
Соль
Соль — это ионное соединение образованное катионом отличным от H+ и анионом отличным от O2-.
В слабом водном растворе соли полностью диссоциируют.
Что бы определить кислотно-щелочные свойства раствора соли, необходимо определить, какие ионы присутствуют
в растворе и рассмотреть их свойства: нейтральные ионы, образованные из сильных кислот и оснований не влияют на pH:
не отдают ионы ни H+, ни OH- в воде. Например, Cl-, NO-3,
SO2-4, Li+, Na+, K+.
Анионы, образованные из слабых кислот, проявляют щелочные свойства (F-, CH3COO-,
CO2-3), катионов с щелочными свойствами не существует.
Все катионы кроме металлов первой и второй группы имеют кислотные свойства.
Буфферный раствор
Растворы, которые сохраняют уровень pH при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного
основания, в основном состоят из:
- Смесь слабой кислоты, соответствующей соли и слабого основания
- Слабое основание, соответствующая соль и сильная кислота
Для подготовки буфферного раствора определённой кислотности необходимо смешать слабую кислоту или основание
с соответствующей солью, при этом необходимо учесть:
- Интервал pH в котором буфферный раствор будет эффективен
- Ёмкость раствора — количество сильной кислоты или сильного основания, которые можно добавить не повлияв
на pH раствора - Не должно происходить нежелаемых реакций, которые могут изменить состав раствор
Тест:
Немного теории
Кислоты
Кислоты ― это сложные
вещества, образованные атомами водорода, способными замещаться на атомы металла и кислотными остатками.
Кислоты — это электролиты, при диссоциации
которых образуются только катионы водорода и анионы кислотных остатков.
Классификация кислот
Классификация кислот по составу
Кислородсодержащие кислоты | Бескислородные кислоты |
H2SO4 серная кислота H2SO3 сернистая кислота HNO3 азотная кислота H3PO4 фосфорная кислота H2CO3 угольная кислота H2SiO3 кремниевая кислота | HF фтороводородная кислота HCl хлороводородная кислота (соляная кислота) HBr бромоводородная кислота HI иодоводородная кислота H2S сероводородная кислота |
Классификация кислот по числу атомов водорода
К И С Л О Т Ы | ||
Одноосновные | Двухосновные | Трехосновные |
HNO3 азотная HF фтороводородная HCl хлороводородная HBr бромоводородная HI иодоводородная | H2SO4 серная H2SO3 сернистая H2S сероводородная H2CO3 угольная H2SiO3 кремниевая | H3PO4 фосфорная |
Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.
Сильные кислоты | Слабые кислоты |
HI иодоводородная HBr бромоводородная HCl хлороводородная H2SO4 серная HNO3 азотная | HF фтороводородная H3PO4 фосфорная H2SO3 сернистая H2S сероводородная H2CO3 угольная H2SiO3 кремниевая |
Химические свойства кислот
- Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды:
- Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
- Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
- Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:
- Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:
(в данном случае образуется неустойчивая угольная кислота , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)
- С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:
- Кислоты диссоциируют с образованием катиона водорода, что приводит к изменению окраски индикаторов:
— лакмус становится красным
— метилоранж становится красным.
1. водород+неметалл
H2+ S → H2S
2. кислотный оксид+вода
P2O5
+ 3H2O→2H3PO4
Исключение:
2NO2
+ H2O→HNO2 + HNO3
SiO2 + H2O —не реагирует
3. кислота+соль
В продукте реакции должен
образовываться осадок, газ или вода. Обычно более сильные кислоты вытесняют
менее сильные кислоты из солей. Если соль нерастворима в воде, то она реагирует
с кислотой, если образуется газ.
Na2CO3
+ 2HCl→2NaCl + H2O + CO2↑
K2SiO3
+ H2SO4→K2SO4 + H2SiO3↓
Основания (осно́вные гидрокси́ды) — сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН−. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами.
1. По растворимости в воде.
Растворимые основания
(щёлочи): гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид бария Ba(OH)2, гидроксид стронция Sr(OH)2, гидроксид цезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH.
Практически нерастворимые основания
: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2
Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов
2. По количеству гидроксильных групп в молекуле.
— Однокислотные (гидроксид натрия NaOH)
— Двукислотные (гидроксид меди(II) Cu(OH)2)
— Трехкислотные (гидроксид железа(III) In(OH)3)
3. По летучести.
— Летучие: NH3
— Нелетучие: щёлочи, нерастворимые основания.
4. По стабильности.
— Стабильные: гидроксид натрия NaOH, гидроксид бария Ba(OH)2
— Нестабильные: гидроксид аммония NH3·H2O (гидрат аммиака).
5. По степени электролитической диссоциации.
— Сильные (α > 30 %): щёлочи.
— Слабые (α < 3 %): нерастворимые основания.
- Взаимодействие сильноосновного оксида с водой позволяет получить сильное основание или щёлочь.
Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя.
- Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы.
- Также основание можно получить при взаимодействия щелочного или щелочноземельного металла с водой.
- Гидроксиды щелочных металлов в промышленности получают электролизом водных растворов солей:
- Некоторые основания можно получить обменными реакциями:
- В водных растворах основания диссоциируют, что изменяет ионное равновесие:
это изменение проявляется в цветах некоторых
кислотно-основных индикаторов:
лакмус становится синим,
метилоранж — жёлтым,
фенолфталеин приобретает цвет фуксии.
- При взаимодействии с кислотой происходит реакция нейтрализации и образуется соль и вода:
Примечание:
реакция не идёт, если и кислота и основание слабые.
- При избытке кислоты или основания реакция нейтрализации идёт не до конца и образуются кислые или осно́вные соли, соответственно:
- Растворимые основания могут реагировать с амфотерными гидроксидами с образованием гидроксокомплексов:
- Основания реагируют с кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей:
- Растворимые снования вступают в обменные реакции с растворимыми солями:
Нерастворимые основания при нагреве разлагаются:
Кислоты — сложные вещества, состоящие из одного или
нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных
остатков.
Классификация
кислот
1.
По числу атомов водорода: число атомов водорода (n) определяет основность кислот:
n
= 1 одноосновная
n
= 2 двухосновная
n
= 3 трехосновная
2.
По составу:
а) Таблица кислородсодержащих кислот, кислотных остатков и
соответствующих кислотных оксидов:
Кислота (НnА) | Кислотный остаток | Соответствующий кислотный оксид |
H2SO4 серная | SO4 (II) сульфат | SO3 оксид |
HNO3 азотная | NO3 (I) нитрат | N2O5 оксид азота |
HMnO4 марганцевая | MnO4 (I) перманганат | Mn2O7 оксид марганца |
H2SO3 сернистая | SO3 (II) сульфит | SO2 оксид |
H3PO4 ортофосфорная | PO4 (III) ортофосфат | P2O5 оксид |
HNO2 азотистая | NO2 (I) нитрит | N2O3 оксид |
H2CO3 угольная | CO3 (II) карбонат | CO2 оксид углерода |
H2SiO3 кремниевая | SiO3 (II) силикат | SiO2 оксид |
НСlO хлорноватистая | СlO (I) гипохлорит | Сl2O оксид хлора (I) |
НСlO2 хлористая | СlO2 (I) хлорит | Сl2O3оксид хлора (III) |
НСlO3 хлорноватая | СlO3 (I) хлорат | Сl2O5 оксид хлора (V) |
НСlO4 хлорная | СlO4 (I) перхлорат | Сl2O7оксид хлора (VII) |
б) Таблица бескислородных кислот
Кислота (НnА) | Кислотный остаток (А) |
HCl соляная, хлороводородная | Cl (I) хлорид |
H2S сероводородная | S(II) сульфид |
HBr | Br (I) бромид |
HI йодоводородная | I(I) йодид |
HF | F(I) фторид |
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.
Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислый
вкус содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и
т.д.
Способы
получения кислот
бескислородные | кислородсодержащие |
HCl, HBr, HI, HF, | HNO3, H2SO4и другие |
ПОЛУЧЕНИЕ | |
1. Прямое взаимодействие неметаллов H2 + Cl2 = 2 HCl | 1. Кислотный оксид + вода = кислота SO3 + H2O = H2SO4 |
2. Реакция обмена между солью и менее 2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = Na2SO4 + 2HCl | |
Химические
свойства кислот
1. Изменяют окраску индикаторов
Видео «Действие кислот на индикаторы»
Название индикатора | Нейтральная среда | Кислая среда |
Лакмус | Фиолетовый | Красный |
Фенолфталеин | Бесцветный | Бесцветный |
Метилоранж | Оранжевый | Красный |
Универсальная индикаторная бумага | Оранжевая | Красная |
2.Реагируют с металлами в ряду активности до H2
(искл. HNO3 –азотная кислота)
Видео «Взаимодействие кислот с металлами»
Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H2↑
(р. замещения)
Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2
3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов
Видео «Взаимодействие оксидов металлов с кислотами»
МехОу + КИСЛОТА=
СОЛЬ + Н2О (р. обмена)
CuO + H2SO4 = Cu SO4 + H2O
4. Реагируют с основаниями – реакция нейтрализации
КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H2O (
р. обмена)
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот — если образуется кислота,
выпадающая в осадок или выделяется газ:
2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = Na2SO4 + 2HCl↑ ( р. обмена)
Сила кислот убывает в ряду:
HI > HClO4
> HBr > HCl > H2SO4 > HNO3 >
HMnO4 > H2SO3 > H3PO4
> HF > HNO2 >H2CO3 > H2S
> H2SiO3 .
Каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую
Видео «Взаимодействие кислот с солями»
6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании
( искл. H2SO4 ; H3PO4 )
КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р.
разложения )
Запомните! Неустойчивые
кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду:
H2CO3 ↔
H2O + CO2↑
H2SO3
↔ H2O + SO2↑
Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:
СаS + 2HCl = H2S↑ + CaCl2
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Распределите химические формулы кислот в таблицу. Дайте им названия:
LiOH, Mn2O7, CaO, Na3PO4, H2S, MnO, Fe(OH)3, Cr2O3, HI , HClO4 ,HBr , CaCl2, Na2O, HCl , H2SO4 , HNO3 , HMnO4 , Ca(OH)2, SiO2, H2SO3 , Zn(OH)2, H3PO4 , HF , HNO2 ,H2CO3 , N2O, NaNO3,H2S , H2SiO3
Кислоты | ||||||
Бес-кисло- родные | Кислород- содержащие | растворимые | нераст-воримые | одно- основные | двух-основные | трёх-основные |
№2.
Составьте уравнения реакций:
Ca
+ HCl
Na
+ H2SO4
Al
+ H2S
Ca
+ H3PO4
Назовите продукты реакции.
№3.
Составьте уравнения реакций, назовите продукты:
Na2O + H2CO3
ZnO + HCl
CaO + HNO3
Fe2O3
+ H2SO4
№4.
Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:
KOH + HNO3
NaOH + H2SO3
Ca(OH)2 + H2S
Al(OH)3 + HF
HCl + Na2SiO3
H2SO4
+ K2CO3
HNO3 + CaCO3
Назовите
продукты реакции.
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1. «Формулы и названия кислот»
Тренажёр №2. » Установление соответствия:
формула кислоты — формула оксида»
Тренажёр №3. «Действие кислот на индикаторы»
Тренажёр №4. «Классификация кислот по наличию
кислорода в кислотном остатке»
Тренажёр №5. «Классификация кислот по
основности»
Тренажёр №6. «Классификация кислот по
растворимости в воде»
Тренажёр №7. «Классификация кислот по стабильности»
Техника безопасности — Оказание первой помощи при
попадании кислот на кожу
Техника безопасности — Правила техники безопасности
при работе с кислотами файл
Техника безопасности — Правило разбавления
концентрированной серной кислоты водой
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:
| одноосновные | двухосновные | трехосновные |
| HBr, HCl, HNO3, HNO2, HCOOH, CH3COOH | H2SO4, H2SO3, H2CO3, H2SiO3 | H3PO4 |
3) Летучесть
Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.
| Летучие | Нелетучие |
H2S, HCl, CH3COOH, HCOOH | H3PO4, H2SO4, высшие карбоновые кислоты |
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) | малодиссоциирующие (слабые) |
H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 | H2CO3, H2SO3, H2SiO3 |
7) Окисляющие свойства
слабые окислители (проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H+) | сильные окислители (проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента) |
практически все кислоты кроме HNO3 и H2SO4 (конц.) | HNO3 любой концентрации, H2SO4 (обязательно концентрированная) |
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+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
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 HPO42-. 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+ + SO42-
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
H2SiO3 + FeO ≠
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