Класс "Кислоты"

Содержание статьи.

  • Общая характеристика.
  • Химические свойства.
  • Получение.

I. Общая характеристика.

1. Общая формул: НnА или НхЭОу (НхЭ)

2. Определение.

Кислоты (НnК) - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотно-го остатка. Его валентность равна индексу у Н, то есть т.е количеству атомов во-дорода (для начального обучения).

Кислоты - сложные вещества, состоящие из катионов водорода и анионов кислотного остатка.
Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов во-дорода, способных замещаться металлами.

3. Физические свойства.

  • Агрегатное состояние.

Жидкие: чаще. Твердые: H3PO4, Н3ВО3, H2SiO3, высшие карбоновые. Кремневая - гелеобразная. Галогеносодержащие кислоты, сернистиая - водные растворы.

  • Растворимость.

Растворимые (большинство неорганические): H2S, HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HNO3, HNO2, H2CO3, H3PO4, СН3СООН, НСООН, H2SO4
Не растворимые: Н3ВО3, H2S, H2SiO3, высшие карбоновые.

  • Цвет. Бесцветные.
  • Запах. У некоторых резкий запах (концентрированные HNO3, H2SO4, СН3СООН, H2S имеет специфический запах сероводорода, напоминающий запах тухлых яиц.

4. Названия.

Названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с добавлением постфикса (суффикс+окончание) -ная, -вая, если степень окисле-ния неметалла максимальная. По мере понижения степени окисления постфик-сы меняются: - ная, -оватая, -истая, -оватистая.

Например: HСlO4 - хлорная, HClO3 - хлорноватая, HClO2 - хлористая, HClO - хло-рноватистая.

Названия бескислородных кислот состоят из названия неметалла с добавлением соединительной гласной о и слова "–водородная".

Если одному и тому же оксиду соответствует несколько кислот, то к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода, добавляется при-ставка -«мета», а к названию кислоты, содержащей наибольшее число атомов кислорода -«орто».

Например. НPO4 - метафосфорная кислота, Н3PO4 - ортофосфорная кислота.

Базовые для 8-9 классов.
Базовые для 8-9 классов.

5. Классификация.

  1. По происхождению.

Неорганические (минеральные): НCl, H2SO4, HNO3

Органические: HCOOH, CH3COOH, C17H35COOH, NН2СН3СООН

2. По агрегатному состоянию (см. в физических свойствах).

3. По растворимости (см. в физических свойствах).

4. По наличию кислорода.

  • Кислородсодержащие: Н2SO4, Н3PO4, H2CO3, H2SO3, HClО3, HNO3, HNO2
  • Бескислородные: HCl, HBr, HF, H2S

5. По наличию водорода (по основности).

Основность - число атомов водорода в молекуле кислоты, способных отщеп-ляться ввиде ионов Н+ и замещаться атомами металла.

  • Одноосновные: HCl, HBr, H2S, HClО3, HNO3, HNO2, H3BO3 (слабая, отщепля-ется один ион водорода).
  • Многоосновные.

Двухосновные: Н2SO4, H2CO3, H2SO3, H3PO3 (отщепляются два иона водорода). Трехосновные: Н3PO4. Четырехосновные: H4P2O4

6. По устойчости.

  • Устойчивые: H2SO4, H3PO4, HCl, HBr, HF, HNO3, H2SiO3
  • Неустойчивые: H2CO3, H2SO3 (распадаются на оксид, с такой же СО, как в кислоте и воду), HNO2 (разлагается на HNO3 + NO↑ + H2O).

7. По силе (степени диссоциации):

Правило Полинга: «Кислота (НхЭОу) является сильной, если разница между чис-лом атомов кислорода и водорода больше единицы».

  • Сильные (полностью диссоциируют: Y -X = 2 или 3): H2SO4, НMnO4, HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HClO3
  • Слабые (незначительно диссоциируют, процесс обратим: Y - X = 0): Н3РО4, H2CO3, HNO3, H2SO3, H2SiO3, H2S, HСN, HClO, органические кислоты.

Сила бескислородных кислот возрастает с увеличением радиуса аниона, так как анион болшего радиуса слабее удерживает протон, облегчая диссоциацию кислоты.

Таким образом, в главных подгруппах периодической системы сверху вниз сила бескислородных кислот возрастает с увеличением радиуса центрального атома.

Например. В ряду HCl – HBr – HI сила увеличивается.

Сила кислородсодержащих кислот возрастает с уменьшением радиуса катиона и увеличением его заряда.

Например. В ряду: HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4 сила возрастает.

7. По летучести.

  • Летучие: HCl, HBr, HF, H2S, СН3СООН, НСООН, HСN
  • Нелетучие: H2SO4, H3PO4, H2SiO3, высшие карбоновые кислоты.

8. По окислительной способности.

  • Слабые окислители (проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H+): почти все кислоты кроме HNO3 и H2SO4
  • Сильные окислители (проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента): HNO3 (любая), H2SO4 (конц.).

II. Химические свойства.

Обусловлены наличием ионов водорода.

1. Диссоциация кислот.

НnА = nНn+1 + Аn-

Кислоты окрашивают индикаторы:

а) синий лакмус - в красный цвет;

б) метиловый оранжевый - в красно-розовый.

Степенчатая диссоциация.

H2SO4 = H+ +HSO4−

HSO4− = H+ + SO42−

2. Растворимые кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду напряже-ний (ряд стандартных электродных потенциалов) до Н с образованием соли и водорода. Реакция идет, если образуется растворимая соль. Акти-вные металлы (до Мg) с растворами кислот не реагируют. Н2SO4 концен-трированная и HNO3 образуют соль, воду и, соответственно, различные соединения N или S.

Н2SО4 (р.) + Zn (до Н) = ZnSО4 + Н2

Взаимодействие HNO3 и Н2SO4 кислот с металлами.

Азотная кислота.

Продуктами восстановления азотной кислоты с металлами являются и азот, и даже водород, причем, как правило, образуется смесь веществ. Чем активнее металл и чем меньше концентрация , тем глубже она восстанавливается.

10 HNO3(конц.) + 8Na = 8Na NO3 + N2O + 5H2O
4 H NO3(конц.) + Zn = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
4 H NO3(конц.) + Cu = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
8 HNO3(разб.) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
36 H NO3(разб.) + 10Fe = 10Fe(NO3)3 + 3N2 + 18H2O
9 HNO3(разб.) + 8Na = 8Na NO3 + NH3 + 3H2O

Серная кислота.

Zn + 2H2SO4 (конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
4Zn + 5H2SO4 (конц.) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
3Zn + 4H2SO4 (конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O
Сu + 2H2SO4 (конц.) = СuSO4 + SO2 + 2H2O

3. Кислоты (растворимые) реагирует с основными и амфоретными оксида-ми до образования соли и воды.
Например. 2HCl + Na2O = 2NaCl + H2O
2HNO3 + FeO → Fe(NO3)2 + H2O

  • Кислоты не реагируют с несолеобразующими оксидами.
  • Кислоты не реагируют с кислотными оксидами.

Исключения:

1) Диоксид кремния (стекло - частный случай) реагирует с плавиковой кислотой, растворяясь в ней:

SiO2 + 4HF (недостаток) = SiF4 + 2HO

SiO2 + 6HF (избыток) = H2[SiF6] + 2H O

2) Диоксид серы реагирует с сероводородной кислотой: SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

3) Оксид фосфора (III) реагирует с кислотами-окислителями: концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации (при нагревании). Сте-пень окисления фосфора повышается до +5:

P2O3 + 2H2SO4 (конц.) + H2O => (t) 2SO2 + 2H3PO4

3P2O3 + 4HNO3 (разб.) + 7H2O => (t) 4NO↑ + 6H3PO4

P2O3 + 4HNO3 (конц.) + H2O => (t) 2H3PO4 + 4NO2↑

4) Оксид серы (IV) окисляется азотной кислотой любой концентрации до окисле-ния серы +6:

SO2 + 2HNO3 (конц.) => (t) H2SO4 + 2NO2↑

SO2 + 2HNO3 (разб.) + 2H2O => (t) 3H2SO4 + 2NO↑

4. Кислоты реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами до об-разования соли и воды (реакция нейтрализации).

Например. КOH + HCl = КCl + H2O

Fe(OH)2 + 2HBr → FeBr2 + 2H2O

5. Кислоты реагируют с растворами солей до образования соли и кислоты (учитывается сила кислот). Для практического осуществления, одно из образую-щихся веществ должно уходить из сферы реакции (осадок, газ).

H2SО4 (сильнее) + ВаСl2 = BaSO4↓+ 2НСl

Вытеснительный ряд кислот:

HNO3

H2SO4 HCl H2SO3 H2CO3 H2S H2SiO3

  • Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми хлоридами:

H2SO4 (конц.) + NaCl (тв.) → Na2SO4 + 2HCl↑

  • Нерастворимые соли неустойчивых кислот легко реагируют с растворами других кислот:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O
BaSO3 + 2HCl → BaCl2 + SO2↑ + H2O

  • Не реагируют с кислотами: PbS, CuS, HgS, Ag2S

6. Разложение некоторых кислот.

  • Кислородсодержащие до кислотных оксидов и воды.

H2CO3, H2SO3, HNO2 (самопроизвольно в момент образования)

Например. H2CO3 = CO2 + H2O

HNO3, H3PO4 (при нагревании или излучении)

H2SiO3 (t) = H2О + SiO2

4HNO3 (t) = 4NO2 +О2 + 2Н2О

  • Бескислородные кислоты образуют простые вещества.

Пи нагревание или излучении.
Например. 2HCl = H2 + Cl2

7. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной сер-ной кислот (обусловлены особенностями анионов кислотного остатка).

Азотная кислота окисляет большинство элементов до их высшей степени окис-ления.

При взаимодействии концентрированной HNO3 с соединениями, содержащими катионы металлов, находящимися в низшей степени окисления, происходит да-льнейшее окисление этих металлов.

Например. 4HNO3(конц) + FeO → Fe(NO3)3 + NO2 ↑ + 2H2O.

8. Восстановительные свойства бескислородных и сероводородной кислот.

Галогеноводородные кислоты (кроме HF) и H2S проявляют восстановительные свойства за счет галогенид-ионов (до свободных галогенов).

Например.

4HCl +MnO2 = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

16HBr + 2KMnO4 = 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2

14НI + K2Cr2O7 = 3I2 ↓ + 2Crl3 + 2KI + 7H2O

Самая активная восстановительная способность у иодоводородной кислоты: мо-жет окислить даже оксид и соли трехвалентного железа, в отличие от других га-логеноводородных кислот:

6HI + Fe2O3 = 2FeI2 + I2↓ + 3H2O

2HI + FeCl3 = FeCl2 + I2↓ + 2HCl

Высокая восстановительная активностью у сероводородной кислоты. Ее окисляет даже диоксид серы:

2H2S + SO2 = 3S↓+ 2H2O

H2S + Br2 = S + 2H2Br

9. Кислородсодержащие кислоты, с центральным атомом атомом, находящи-мся в промежуточной степени окисления, могут проявлять или восстановитель-ные, или окислительные свойства.

Например.

H2SO3 (во-ль) + Cl2 Н2О = H2SO3O4 +2НСl

H2SO3 (ок-ль) + 2H2S = 3S + 3Н2О

Многие кислородсодержащие кислоты, с центральным атом имеющим максима-льную степень окисления (N5+, S6+, Cr6+), проявляют свойства сильных окисли-телей.

Например. 3Р + 5HNO3 +2Н2О = 3Н3РО4 + 5NО

III. Получение.

1. Большинство кислородсодержащих кислот получают при взаимодействии соответствующих кислотных оксидов с водой.

3Н2O + Р2О5 = 2H3PO4

2. Реакция обмена возможна при взаимодействии твёрдых солей и нелетучей концентрированной серной кислоты при нагревании:

2NaCl (тв) + H2SO4 (конц) = Na2SO4 + 2HCl↑ или

NaCl (тв) + H2SO4 (конц) = NaНSO4 + HCl↑

3. Для получения нерастворимых в воде кислот, действуют более сильными кислотами на соответствующую соль:
Например. Na2SiO3 + H2SO4 → H2SiO3↓ + Na2SO4.

4. Некоторые бескислородные кислоты получают при соединении неметаллов с водородом, с последующим растворением в воде:

Например. H2 + Cl2 → (свет) 2HCl

Н2 + S→ (t) H2S

или при взаимодействии соли и кислоты:

Например. NaCl + H2SO4 (конц) → HCl + NaHSO4

Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3↓ + Na2SO4

4. В промышленности получение кислот часто является многостадийным процессом.

Например. Получения серной кислоты: FeS2 → SO2 → SO3 → H2SO4

ФАКТЧЕК.

  • Кислоты - сложные вещества, состоящие из ионов водорода и кислотного остатка.
  • Диссоциация: НnА = Н+1 + nАn-
  • кислота + металл = соль + Н2 (много особенностей)
  • кислота (р., с.)+ оксид (ос.) = соль + вода
  • кислота + основание =соль + вода
  • кислота (более сильная) + соль = соль + кислота (другие)

Содержание контента канала:

Об авторе и содержании канала "Химия-Дзен"
Химия-Дзен 13 апреля

Приглашаю подписаться на канал:

Химия-Дзен | Дзен
dzen.ru

Интересно, но необязательно.

т около 0,5%-процентной соляной кислоты (очень раз-бавленный раствор). Теоретически взаимодействие, а значит и растворение ме-талла в желудочном соке возможно, но из-за низкой концентрации кислоты для растворения даже небольшого кусочка металла потребуется много времени.