Какое из указанных свойств характерно для водных растворов 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:
| 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
Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:
Классификация неорганических веществ
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.
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:
SO3 + H2O → H2SO4
При этом оксид кремния (IV) с водой не реагирует:
SiO2 + H2O ≠
2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.
Неметалл + водород = бескислородная кислота
Например, хлор реагирует с водородом:
H20 + Cl20 → 2H+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):
2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + 2H2SO4 + O2
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.
CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + 2H2O + CO2
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:
P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O
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:
H2SO3 ↔ H+ + HSO3–
HSO3– ↔ H+ + SO32–
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:
Cu(OH)2 + 2HBr → CuBr2 + 2H2O
При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.
Cu(OH)2 + H2SiO3 ≠
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.
NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O
При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 1:2 образуются гидрофосфаты:
2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O
В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.
3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O
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:
3CH3COOH + Al(OH)3 → (CH3COO)3Al + 3H2O
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):
2HI— + 2Cu+2 Cl2 → 2HCl + 2Cu+Cl + I20
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):
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2
5. 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:
H3PO4 + K2HPO4 → 2KH2PO4
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:
2H2SO4 + (CuOH)2CO3 → 2CuSO4 + 3H2O + CO2
Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.
Например, гидроксохлорид алюминия взаимодействет с соляной кислотой:
Al(OH)Cl2 + HCl → AlCl3 + H2O
6. 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 + 2H+Cl → Fe+2Cl2 + H20
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.
7. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.
Угольная H2CO3, сернистая H2SO3 и азотистая HNO2 кислоты разлагаются самопроизвольно, без нагревания:
H2CO3 → H2O + CO2
H2SO3 → H2O + SO2
2HNO2 → NO + H2O + NO2
Кремниевая H2SiO3, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:
H2SiO3 → H2O + SiO2
2HI → H2 + I2
Азотная кислота HNO3 разлагается при нагревании или на свету:
4HNO3 → O2 + 2H2O + 4NO2
Кислоты – это класс химических соединений, в которых есть атом водорода и кислотный остаток. Напомню, что кислоты делятся на одно-, двух- и трёхосновные (основность определяется числом атомов водорода) и на кислородсодержащие и бескислородные (а это можно узнать, взглянув на кислотный остаток). А сейчас пришло время узнать, как ведут себя кислоты в химических реакциях.
Фото: cornellasap.org
Химические свойства кислот
1. Взаимодействие с металлами
Кислоты могут реагировать с некоторыми металлами. Чтобы узнать, с какими именно металлами могут взаимодействовать металлы, нам понадобится воспользоваться электрохимическим рядом активности металлов (также его называют электрохимическим рядом напряжений металлов). Ряд активности металлов относится к числу справочных материалов, учить наизусть его нет необходимости, поскольку обычно он представлен в учебнике химии или висит в классе химии. Выглядит он следующим образом:
Фото: из открытых источников
Найдите в ряду водород и запомните, что
металлы, стоящие в ряду напряжений ДО водорода (левее водорода), реагируют с кислотами с образованием соли и газообразного водорода, металлы, стоящие ПОСЛЕ (правее) водорода, с кислотами не реагируют.
Пример 1.
Будет ли серная кислота реагировать с цинком? Если будет, напишите уравнение реакции.
Для ответа на первый вопрос найдём в ряду активности металлов цинк. Он стоит левее водорода, следовательно, взаимодействие будет. Записываем уравнение:
Zn + Н2SO4 = ZnSO4 + H2
Пример 2.
Будет ли соляная кислота реагировать с алюминием? Если будет, напишите уравнение реакции.
Алюминий находится в ряду активности до водорода, поэтому реакция будет. Уравнение выглядит так:
Al + 6HCl = 2AlCl3 +3 H2
Пример 3.
Будет ли фосфорная кислота реагировать с серебром? Если будет, напишите уравнение реакции.
Серебро стоит в ряду активности металлов правее водорода, поэтому взаимодействия между фосфорной кислотой и серебром не будет.
2. Взаимодействие с оксидами.
Кислоты реагируют с основными оксидами (оксидами металлов) с образованием солей и воды. С кислотными оксидами (оксидами неметаллов) кислоты не реагируют.
Пример.
Запишите уравнение реакции между оксидом натрия и сернистой кислотой.
Na2O + H2SO3 = Na2SO3 + H2O
В данном случае мы наблюдаем реакцию обмена, когда два исходных реагента поменялись составными частями. В результате реакции между основным оксидом и кислотой всегда образуется соль и вода.
3. Взаимодействие с основаниями.
При взаимодействии кислот с основании также протекает реакция обмена, в результате которой образуются соль и вода.
Пример.
Запишите уравнение реакции между гидроксидом магния и азотной кислотой.
Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2H2O
С другими кислотами кислоты не реагируют.
Также напомню, что существует особая группа гидроксидов – амфотерные. Они могут вести себя в зависимости от условий как основания или как кислоты.
Амфотерные гидроксиды при взаимодействии с кислотами ведут себя как основания и реагируют с кислотами с образованием соли и воды.
И это нужно запомнить.
Пример.
Запишите уравнение реакции между амфотерным гидроксидом железа (III) и соляной кислотой.
Как сказано чуть выше, с кислотами амфотерные гидроксиды реагируют как основания с образованием соли и воды, то есть здесь будет следующая реакция:
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
4. Взаимодействие с солями.
Кислоты могут реагировать с солями, если соль образована более слабой кислотой (к числу слабых относятся, например, угольная H2CO3 и сернистая H2SO3).
Пример.
Запишите уравнение реакции между карбонатом натрия и серной кислотой.
Карбонат – соль угольной кислоты, поэтому уравнение выглядит так:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2CO3.
Угольная кислота довольно нестойкая в обычных условиях и разлагается на углекислый газ и воды (особенно активно при повышении температуры) по такой схеме:
H2CO3 = H2O + CO2.
Пишите, пожалуйста, в комментариях, что осталось непонятным, и я обязательно дам дополнительные пояснения. Жалуйтесь на сложности в изучении школьного курса и говорите, что вас испугало в учебнике химии. И тогда следующая статья будет рассказывать именно об этой проблеме.