Все из базового курса по химии знают простое правило: кислота + соль → новая кислота + новая соль. Но есть соли-осадки, которые встречают кислоту стоическим равнодушием. Их можно разделить на две группы: осадки сильных кислот и суровые сульфиды.
Первая группа таких осадков: осадки сильных кислот
Классический пример — сульфат бария (BaSO₄).
Попробуйте растворить его в азотной, соляной или даже серной кислоте. Ничего не произойдет. Почему?
· BaSO₄ нерастворим в воде (это факт №1).
· Кислота могла бы прореагировать, если бы образовывала газ или слабый электролит(правило Бертолле для реакций ионного обмена). Но серная кислота (H₂SO₄) — сильная (см. Примерный ряд кислот по их силе). Значит, реакция не пойдет, ведь мы не можем получить более сильную кислоту из менее сильной, и не образуется ничего улетучивающегося.
Итог: низкая растворимость + анион от сильной кислоты = химическая неуязвимость.
BaSO₄ настолько инертен, что его используют в медицине для рентгеновских исследований желудочно-кишечного тракта. Когда пациент выпивает суспензию BaSO₄, она проходит через весь желудочно-кишечный тракт, не растворяясь. Желудочный сок содержит соляную кислоту (HCl) с pH около 1-2, но даже такая агрессивная среда не может разрушить сульфат бария.
Барий - элемент с высокой атомной массой (56), что делает его отличным поглотителем рентгеновских лучей.
На снимках органы, заполненные бариевой кашей, выглядят ярко-белыми, что позволяет врачам диагностировать язвы, опухоли и другие патологии. После исследования BaSO₄ полностью выводится из организма естественным путем.
Как получить сульфат бария?
Когда серная кислота встречается с растворимой солью бария, например, хлоридом бария, мгновенно выпадает белый осадок сульфата бария. Эта реакция протекает быстро и необратимо.
Движущая сила здесь — образование нерастворимого продукта, который выводится из сферы реакции.
H₂SO₄ (кислота) + BaCl₂ (соль) → BaSO₄↓ (осадок) + 2HCl
А вот обратно — никак.
BaSO₄ + HCl → нет реакции.
К подобным нерастворимым осадкам относятся хлорид серебра (AgCl), йодид свинца (PbI₂) и другие.
Вторая группа — сульфиды некоторых металлов (суровые сульфиды - CuS, PbS, Ag2S, HbS). Сероводород H₂S — слабая кислота, намного слабее соляной или серной. По всем правилам, сильная кислота должна легко вытеснять слабую из ее солей, образуя газообразный сероводород с характерным запахом тухлых яиц:
CuS + 2HCl → ?
Ожидаем: CuCl₂ + H₂S↑.
Но на деле — реакции нет.
В чем же секрет этих суровых веществ? Ответ кроется в экстремально низкой растворимости и невероятно прочной кристаллической решетке этих соединений.
Эти сульфиды чрезвычайно малорастворимы (их произведение растворимости очень мало). Например, сульфид ртути HgS — абсолютный чемпион нерастворимости с ПР ≈ 10⁻⁵²! Это означает, что в насыщенном растворе концентрация ионов Hg²⁺ и S²⁻ настолько мала, что практически равна нулю. А энергия кристаллической решетки CuS составляет около 3500 кДж/моль — это огромная величина. Для сравнения: у обычной поваренной соли NaCl она около 787 кДж/моль.
Когда кислота пытается растворить CuS, ионам H⁺ нужно разорвать эти мощные связи в кристаллической решетке. Но энергия сольватации (взаимодействия ионов с водой) недостаточна для этого. Система предпочитает оставаться в виде твердого осадка, а не образовывать газ, это энергетически выгодно.
Чтобы их все таки растворить, нужна «тяжелая артиллерия» — окислители (концентрированная азотная кислота HNO₃ при нагревании, царская водка). Они окисляют серу S²⁻ до серы S⁰ или даже до SO₄²⁻, разрушая сам сульфид-ион:
CuS + 8HNO₃(конц.) → CuSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O
Интересно, что сульфиды железа (FeS) и цинка (ZnS) имеют значительно большую растворимость и легко растворяются в разбавленных кислотах с выделением сероводорода. Граница проходит примерно на уровне ПР ≈ 10⁻²⁰.
Вывод прост: правило обмена между кислотой и солью работает лишь при одном условии — если реакция термодинамически выгодна. Некоторые соли-осадки настолько прочные, что кислота не может их «победить».