Кислоты

Химические свойства кислот

Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков.

Классификация кислот.

В обычных условиях кислоты могут быть твердыми (фосфорная ${\mathit{H}}_3\mathit{P}{\mathit{O}}_4$; кремниевая ${\mathit{H}}_2\mathit{S}\mathit{i}{\mathit{O}}_3$) и жидкими (в чистом виде жидкостью является серная кислота ${\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4$).

Такие газы, как хлороводород $\mathit{H}\mathit{C}\mathit{l}$, бромоводород $\mathit{H}\mathit{B}\mathit{r}$, сероводород ${\mathit{H}}_2\mathit{S}$, в водных растворах образуют соответствующие кислоты.

Разделение кислот на группы по различным признакам представлено в таблице.

Классификация кислот.

Часто путают понятия летучесть и устойчивость (стабильность). Летучими называют кислоты, молекулы которых легко переходят в газообразное состояние, т.е. испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. Например, нелетучая нерастворимая кремниевая кислота разлагается на воду и $\mathit{S}\mathit{i}{\mathit{O}}_2$.

Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не имеют окраски. Водный раствор хромовой кислоты ${\mathit{H}}_2\mathit{C}\mathit{r}{\mathit{O}}_4$ имеет желтую окраску, марганцевой кислоты $\mathit{H}\mathit{M}\mathit{n}{\mathit{O}}_4$ — малиновую.

Свойства кислот

Кислый вкус, воздействие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами — эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

1. В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

$\mathit{H}\mathit{C}\mathit{l}={\mathit{H}}^{+}+\mathit{C}{\mathit{l}}^{\mathit{–}}$,

$\mathit{H}\mathit{N}{\mathit{O}}_3={\mathit{H}}^{+}+\mathit{N}{\mathit{O}}_3^{-}$,

${\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4={\mathit{H}}^{+}+\mathit{H}\mathit{S}{\mathit{O}}_4^{-}\rightleftarrows 2{\mathit{H}}^{+}+\mathit{S}{\mathit{O}}_4^{2-}$.

Растворы кислот изменяют цвет индикаторов: лакмуса — в красный, метилового оранжевого — в розовый, цвет фенолфталеина не изменяют.

2. Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, при соблюдении ряда условий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли:

$2\mathit{H}\mathit{C}\mathit{l}+\mathit{Z}\mathit{n}=\mathit{Z}\mathit{n}\mathit{C}{\mathit{l}}_2+{\mathit{H}}_2\uparrow$,

$2{\mathit{H}}^{+}+\mathit{Z}\mathit{n}=\mathit{Z}{\mathit{n}}^{2+}+{\mathit{H}}_2\uparrow$.

3. Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль:

$2\mathit{H}\mathit{C}\mathit{l}+\mathit{Z}\mathit{n}\mathit{O}=\mathit{Z}\mathit{n}\mathit{C}{\mathit{l}}_2+{\mathit{H}}_2\mathit{O}$,

$2{\mathit{H}}^{+}+\mathit{Z}\mathit{n}\mathit{O}=\mathit{Z}{\mathit{n}}^{2+}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}$.

4. И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут образовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

а) ${\mathit{H}}^{+}+\mathit{O}{\mathit{H}}^{\mathit{–}}={\mathit{H}}_2\mathit{O}$.

Например, $\mathit{H}\mathit{C}\mathit{l}+\mathit{N}\mathit{a}\mathit{O}\mathit{H}={\mathit{H}}_2\mathit{O}+\mathit{N}\mathit{a}\mathit{C}\mathit{l};$

б) .

5. Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:

$2{\mathit{H}}^{+}+\mathit{C}\mathit{a}\mathit{C}{\mathit{O}}_3=\mathit{C}{\mathit{a}}^{2+}+{\mathit{H}}_2\mathit{O}+\mathit{C}{\mathit{O}}_2\uparrow ,$

$\mathit{S}{\mathit{O}}_4^{2-}+\mathit{B}{\mathit{a}}^{2+}=\mathit{B}\mathit{a}\mathit{S}{\mathit{O}}_4\downarrow$.

Взаимодействие ${\mathit{H}}_3\mathit{P}{\mathit{O}}_4$ с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка $\mathit{C}{\mathit{a}}_3{\left(\mathit{P}{\mathit{O}}_4\right)}_2$.

Особенности свойств азотной $\mathit{H}\mathit{N}{\mathit{O}}_3$ и концентрированной серной ${\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4$(конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы $\mathit{H}+$, а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород ${\mathit{H}}_2$, а другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры).

Следует отметить, что третий продукт реакции металлов с этими кислотами образуется в «букете » — смеси с другими продуктами. Эти особенности химического поведения $\mathit{H}\mathit{N}{\mathit{O}}_3$ и ${\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4$(конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.

Продукты взаимодействия простых веществ с азотной и серной кислотами.