Кислоты. 1. Кислоты

Кислоты.
1. Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на
атомы металла, и кислотного остатка.
2. Классификация кислот.
№ Признак
1. По составу
2.
3.
Название класса
а)Кислородсодержащие
или оксокислоты
Примеры
HNO3,
H2SO4,
HClO4,
H2SiO3,
CH3COOH, H2SO3, H3PO4, HNO2.
б) Бескислородные
HBr, HCl, HCN, H2S, HI
По числу атомов а) Одноосновные
водорода
б) Многоосновные
HBr, HNO3, HNO2, CH3COOH
H2S, H2SO4, H3PO4, H4P2O7
По значению α в а) Сильные α > 30%
HI, HClO4, HBr, HCl, H2SO4, HMnO4,
0,1М
водных
HNO3, HClO3, CCl3COOH
растворах
б)
Сред.
силы H2CrO4, H2MnO4, H2SO3, HClO2, HF,
H3PO4, HNO2, HCOOH
3% <α <30%
C6H5COOH, CH3COOH, C2H5COOH
в) Слабые α< 30%
H2CO3, H2S, HClO, HCN, H2SiO3
3. Название кислот.
- При составлении названия бескислородных кислоты к названию кислотообразующего
элемента добавляют соединительную гласную «о» и слово «водородная». Например:
HF – фтороводородная кислота
HCl – хлороводородная кислота
H2S – сероводородная кислота
-При составлении названия оксокислоты (кислородсодержащих) к названию
кислотообразующего элемента добавляют окончания -ная; -(е)ваяя; -(о)ваяя; -новатая;
-новатистая , зависящие от степени окисления элемента. Окончания -ная, -вая указывают,
что элемент, образующий кислоту, имеет высшую положительную степень окисления.
Например:
HClO4
HClO3
HClO2
HClO
Хлорная
Хлорноватая
Хлористая
Хлорноватистая
Марганцовая
HMnO4
- Если элемент, находясь в одной степени окисления, образует несколько кислот, то,
кислота, в которой на один атом кислотообразующего элемента, приходится наибольшее
число атомов кислорода получает приставку орто, а кислота с наименьшим числом атомов
кислорода на один атом элемента – приставку мета:
Метакремниевая - H2SiO3
Ортокремниевая - H4SiO4
Метафосфорная - HPO3
Ортофосфорная - H 3PO4
Орто-кислоты можно рассматривать как кислоты, в которых на одну молекулу ангидрида
приходится наибольшее число молекул воды, а мета-кислоты, в которых на одну молекулу
ангидрида приходится наименьшее число молекул воды. Например:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 - ортофосфорная кислота
P2O5 + 2H2O = H4P2O7 - дифосфорная кислота
P2O5 + H2O = 2HPO3 – метафосфорная кислота
4. Физические свойства кислот.
Кислоты существуют как в виде индивидуальных веществ, так и в виде растворов,
некоторые – только в виде растворов.
Жидкие кислоты: H2SO4, HNO3, HClO4, HCOOH, CH3COOH
Твёрдые кислоты: H3PO4, HPO3, H3PO3, H4P2O7, H2SiO3
Плавиковая, соляная, бромоводородная, иодоводородная, сероводородная, угольная,
сернистая и азотистая кислоты представляют собой растворы соответствующих газов (
HГ, H2S, CO2, SO2, N2O3) в воде. Г – галоген.
Т.к. растворимость газов в воде никогда не бывает 100%-й, то и концентрация этих кислот
не бывает 100%.
- предельная концентрация соляной кислоты – 40%
- предельная конц-ия H2CO3, H2S, HNO2 не превышает 1%.
- Только в виде растворов существуют: H2MnO4, HMnO4, H2Cr2O7, H2CrO4, HClO, HClO2,
HClO3.
5. Химические свойства кислот.
* Отношение к воде:
с водой кислоты не реагируют, но, как правило, хорошо в ней растворяются. Исключение –
H2SiO3↓.
Растворы кислот изменяют окраску индикаторов:
Лакмус в кислотах – красный
Фенолфталеин – бесцветный
Метилоранж – розовый.
Метакислоты при оводнении переходят в ортокислоты
HPO3 + H2O t= H3PO4 ;
HBO2 + H2O = H3BO3
*Отношение друг к другу: Возможны только реакции между кислотами, обладающими
сильными окислительными свойствами (HNO3, H2SO4(КОНЦ)) и кислотами, обладающими
сильными восстановительными свойствами (H2S, Hi, HBr, HCl), или окислительновосстановительной двойственностью (H2SO3, HNO2, HClO3). Продукты реакции различны.
H2SO4(конц) + 2HBr = Br2↓ + SO2↑ + 2H2O ;
H2SO4 (конц) +8HI = 4I2↓ + H2S↑ + 4H2O
H2SO4(конц) + HCl ≠
H2SO4(конц) + HF ≠
H2SO4(конц) + H2S = S↓ + SO2↑ + H2O
3H2SO4(конц) + H2S t= SO2↑ + 4H2O
H2SO3(конц) + 2H2S = 3S↑ + 3H2O
8HNO3(конц) + H2S = H2SO4 + 8NO2↑ + 4H2O
*Отношение к основаниям:
Все основания реагируют с кислотами (реакция нейтрализации). При этом могут быть
получены:
а) средние соли
H2SO4 + 2NH4OH = (NH4)2SO4 + 2H2O
2HCl + Cu(OH)2↓ = CuCl2 + 2H2O
б) кислые соли образуются только при избытке многоосновной кислоты:
H2S(изб.) +NaOH = NaHS + H2O
H3PO4(изб.) + Ca(OH)2 = CaHPO4↓ + 2H2O
в) основные соли образуются при избытке многокислотного основания
Fe(OH)3(изб.) + HCl = Fe(OH)2Cl + H2O
Fe(OH)3(изб.) + 2HCl = FeOHCl2 + 2H2O
*Отношение к солям:
Кислоты реагируют с растворами солей, образованных более слабыми или более летучими
кислотами.
При этом происходит вытеснение более слабой или более летучей кислоты (сила кис-лот
убывает в ряду: HI, HClO4, HBr, HCl, H2SO4, HNO3, HMnO4, H2SO3, H3PO4, HF, HNO2,
H2CO3, H2S, H2SiO3 ).
Вытеснение происходит из любых солей – средних, кислых, основных и, как правило, в
результате реакции помимо более слабой или более летучей кислоты образуется средняя
соль. Причём НЕЛЕТУЧЕСТЬ кислоты во многих случаях имеет большее значение, чем сила
кислот. По этой причине нелетучая, хотя и не самая сильная H2SO4 вытесняет все кислоты из
их солей, а её не может вытеснить ни одна другая кислота (исключение – H2S, которая
вытесняет H2SO4 из сульфатов некоторых металлов). Например:
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
Примеры реакций кислот с солями:
Na2CO3 +2HNO3 = 2NaNO3 + CO2↑+ H2O;
Na2S + 2CH3COOH = 2CH3COONa + H2S↑
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑;
NaHS + HCl = NaCl + H2S↑
K2SiO3 + 2HBr = 2KBr +H2SiO3↓;
MgOHCl + H2SO4 = MgSO4 + HCl + H2O
Нелетучая H3PO4 (кислота средней силы) вытесняет сильные кислоты, но летучие
соляную(HCl) и азотную
(HNO3) кислоты из их солей при условии образования
нерастворимой соли:
3CaCl2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
3AgNO3 + H3PO4 = Ag3PO4↓ + 3HNO3
Сильные кислоты взаимодействуют с растворами солей других сильных кислот, если в
результате реакции обмена образуется нерастворимая соль.
Ca(NO3)2 + H2SO4 = CaSO4↓+ 2HNO3
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
AgNO3 + HBr = AgBr↓ + HNO3
Pb(NO3)2 + 2HI = PbI2↓ +2HNO3
Концентрированная H2SO4 вытесняет другие сильные и слабые кислоты и из сухих солей,
образуется кислая или средняя соль.
NaClТВ. + H2SO4КОНЦ. t= NaHSO4 + HCl↑ ;
2NaClТВ. + H2SO4КОНЦ. = Na2SO4 + 2HCl↑
Слабая и летучая сероводородная кислота H2S вытесняет сильные кислоты,
в т.ч. и
серную, из растворов солей меди, ртути, свинца и никеля. Это объясняется тем, что
сульфиды CuS, PbS, HgS и NiS не растворяются в воде, но и в выделяющейся сильной
кислоте. Поэтому сильные кислоты не могут вытеснять слабую H2S из указанных выше
сульфидов.
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
CuCl2 + H2S = CuS↓ + 2HCl↓
Hg(NO3)2 + H2S = HgS↓ + 2HNO3
NiBr2 +H2S = NiS↓ + 2HBr
Pb(NO3)2 + H2S = PbS↓ + 2HNO3
*Отношение к оксидам:
С кислотами реагируют основные и амфотерные оксиды с образованием соли и воды, а при
избытке кислоты – кислой соли.
Na2O + H2S = Na2S + H2O
Na2O + 2H2S = 2NaHS + H2O
ZnO + 2NO3 = Zn(NO3)2
* Отношение к нагреванию:
Устойчивы к нагреванию только H2SO4 и H3PO4. Причём H3PO4 при длительном кипячении
переходит сначала в дифосфорную, а затем – в метафосфорную кислоту.
2H3PO4 t= H4P2O7 + H2O
H4P2O7 t= 2HPO3 + H2O
Другие кислоты при нагревании разлагаются:
H2CO3 ↔ CO2 + H2O H2SiO3 t= SiO2 + H2O
4HNO3 t= 4NO2 + O2 + H2O
Кислоты, которые разлагаются при нагревании, называются летучими и, чем легче это
происходит, тем более летучей считается кислота. Таким образом, самой летучей является у
г о л ь н а я кислота, а самой нелетучей – с е р н а я.
При нагревании галогеноводородных и сероводородной кислот, разрушение кислоты
происходит вследствие понижения растворимости газа при повышении температуры. При
кипячении газы НГ и H2S улетучиваются, и остаётся чистая вода.