Задачи на дом 5 страница

Задание на дом

1. Какая кислота сильнее (в случае многоосновных кислот – при диссоциации по первой ступени: а) HMnO₄ или HMnO₄; б) H₃PO₄ или H₄P₂O₇; в) HOCl или HClO₂; г) H₂Cr₂O₇ или H₂CO₃?

2. Найдено, что в 0,25 моль/л растворе одноосновной органической бензойной кислоты значение [H⁺] = 7,2.10^-10. Каково значение константы диссоциации К д этой кислоты?

3. Значение К д синильной кислоты HCN 7,2.10^-10. Каково значение рН этого раствора, полученного растворением 0,1 моль синильной кислоты в 0,5 л воды?

4. Каково значение рН растворов, приготовленных смешиванием а) 50 мл 0,2 моль/л раствора HCl и 49 мл 0,2 моль/л раствора КОН; б) 50 мл 0,2 моль/л раствора HCl и 49,9 мл 0,2 моль/л раствора КОН; в) 120 мл 0,3 моль/л раствора серной кислоты и 350 мл 0,3 моль/л раствора КОН?

5. Определите, какие вещества и в каком количестве содержатся в растворе, полученном смешиванием: а) 0,4 моль серной кислоты и 0,4 моль NaOH, б) 0,2 моль серной кислоты и 0,4 моль NaOH, в) 0,3 моль серной кислоты и 0,4 моль NaOH, г) 0,2 моль серной кислоты и 0,6 моль NaOH, д) 0,5 моль серной кислоты и 0,4 моль NaOH.

6. Через 100 мл 10%-го раствора (плотность раствора 1,08 г/мл) пропущено 2,24 л (н.у.) SO₂. Каков состав и массовая доля веществ в полученном растворе?

Тема 13. Гидролиз солей. Запись кратких и полных уравнений гидролиза. Протекание гидролиза «до конца». Особенности гидролиза некоторых солей.

В общем случае гидролиз — это обменная реакция между химическим соединением и водой, приводящая к разложению водой исходного вещества. Так, при необратимом гидролизе гидридов активных металлов образуется основание и выделяется водород Н₂:

СаН₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + Н₂↑,

а при необратимом гидролизе нитридов активных металлов выделяется аммиак NH₃:

Са₃N₂ + 6H₂О = 3Ca(OH)₂ + 2NH₃↑,

При необратимом гидролизе карбидов активных металлов можно получить углеводород и соответствующее основание, например:

CaC₂ + H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H₂↑ (газ ацетилен или этин)

Mg₂C₃ + 4H₂O = 2Mg(OH)₂ + C₃H₄↑ (газ метилацетилен или пропин)

Особый интерес представляет обратимый гидролиз солей — взаимодействие в водных растворах катионов и (или) анионов солей с молекулами воды, при котором к катиону, оказавшемуся в растворе, присоединяется группа ОН–, а к аниону — ион Н⁺ молекулы воды. В результате гидролиза в растворе появляются ионы Н⁺ или ОН–и среда раствора становится соответственно кислой или щелочной.

Гидролизу подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, сильным основанием и слабой кислотой или слабым основанием и слабой кислотой. Пусть, например, имеется раствор карбоната натрия Na₂CO₃ — соли, образованной сильным (т.е. нацело диссоциированным на ионы в растворе) основанием NaOH и слабой угольной кислотой Н₂СО₃. В растворе сильный электролит карбонат натрия существует практически только в диссоциированном на ионы виде:

Na₂CO₃ = 2Na⁺ + CO₃^2–

Катионы Na⁺, отвечающие сильному основанию NaOH, с молекулами воды не реагируют. В отличие от них, анионы CO₃^2–, отвечающие слабой угольной кислоте, с молекулами воды реагируют, гидролизуются:

CO₃^2– + Н₂О ⇄ HCO₃^– + ОН–

В результате этой обратимой реакции гидролиза в первоначально нейтральной воде появляются в заметной концентрации ионы ОН–, и среда становится щелочной.

Следует подчеркнуть, что в данном случае, как и вообще это бывает обычно, реакция гидролиза обратима, причем гидролизу в каждый момент подвержена только небольшая часть (10–20%) из всех ионов CO₃^2–, оказавшихся в растворе. При этом в один момент гидролизованы одни ионы, в другой момент — другие ионы, но в каждый момент гидролизу подвергается указанная выше доля всех ионов данного типа.

Гидролиз соли обычно протекает практически только по первой ступени. По второй ступени гидролиз протекает в очень небольшой степени. Так, в растворе Na₂CO₃ не наблюдается дальнейшего взаимодействия образовавшихся на первой ступени гидрокарбонатных ионов НСО₃^- с молекулами воды.

Можно записать уравнение обратимого гидролиза карбоната натрия и в следующем виде:

Na₂CO₃ + Н₂О ⇄ NaHCO₃ +NaОН

Эта запись показывает, что в результате гидролиза в растворе появляется гидроксид натрия NaOH, что и обусловливает его щелочную среду.

Если взять раствор какой-либо соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, например, раствор А1С1₃, то испытания раствора индикатором показывают, что среда этого раствора кислая. Объясняется это так. Хлорид алюминия А1С1₃ — сильный электролит и при растворении переходит в раствор в виде ионов:

А1С1₃ = А1³⁺ + 3С1^–

Анионы сильной соляной кислоты — хлорид-ионы С1^– — гидролизу не подвергаются. Катионы же слабого основания А1³⁺ участвуют в реакции гидролиза:

А1³⁺ + Н₂О ⇄ А1ОН²⁺ + Н⁺

В результате в растворе появляются свободные катионы Н+, и среда раствора становится кислой. Ионному уравнению гидролиза в данном случае соответствует уравнение:

А1С1₃ + Н₂О ⇋ А1ОНС1₂ + НС1,

показывающее, что в растворе появляется сильная соляная кислота и его среда становится кислой.

Гидролиз усиливается при нагревании и сильном разбавлении раствора. Так, в случае раствора хлорида алюминия разбавление и нагревание раствора приводит к тому, что гидролиз начинает протекать по второй ступени:

А1ОН²⁺ + Н₂О ⇄ А1(ОН)₂⁺ + Н⁺;

А1ОНCl₂ + Н₂О ⇄ А1(ОН)₂Cl + НCl

и даже по третьей ступени:

А1(ОН)₂⁺ + Н₂О ⇄ А1(ОН)₃ + Н+

А1(ОН)₂Cl + Н₂О ⇄ А1(ОН)₃ + НCl

Как следует из приведенных выше примеров, гидролиз протекает необратимо и «до конца», т.е. до полного разложения соли водой, тогда, когда при таком гидролизе образуется нерастворимое в воде основание и (или) летучий газ:

А1₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ +3H₂S↑

Рассмотрим особенности гидролиза некоторых солей. Пусть, например, речь идет о растворе фторида натрия NaF

NaF = Na⁺ +F–

Появившиеся в растворе фторид-ионы, как анионы слабой плавиковой кислоты HF, подвергаются гидролизу:

F– + Н₂О ⇄ HF + OH–

Из-за высокой электроотрицательности фтора и способности его атомов участвовать в образовании прочных водородных связей в растворе происходит взаимодействие ионов F–и молекул HF:

F– + HF ⇄ HF₂–

В результате уравнение гидролиза имеет вид:

2NaF + Н₂О ⇄ NaHF₂ + NaOH

Особенность гидролиза солей аммония – солей, образованных слабым основанием – аммиаком NH₃ состоит в том, что освобождающийся при гидролизе аммиак оказывается в растворенном в воде виде. Так, при растворении в воде такой соли аммония, как NH₄NO₃ (нитрат аммония или аммонийная селитра), в раствор переходят ионы NH₄⁺ и NO₃^-:

NH₄NO₃ = NH₄⁺ + NO₃^–

Ионы NO₃^– – анионы сильной азотной кислоты – в водной среде гидролизу не подвергаются. Ионы аммония NH₄⁺ обратимо гидролизуются:

NH₄⁺ + Н₂О ⇄ NH₃.Н₂О + Н⁺

и в растворе появляются гидратированные молекулы аммиака.

Иногда в учебных пособиях в таких случаях приводят формулу «гидроксида аммония NH₄OH». Однако доказано, что недиссоциированных молекул NH₄OH не существует: атом азота способен образовать 4 полярные ковалентные связи с атомами Н, пятой полярной ковалентной связи с группой ОН он образовать не может.

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то гидролизу подвергаются как катион, так и анион, и среда раствора оказывается близка к нейтральной. Так, в растворе ацетата аммония СН₃СООNH₄ содержатся ацетат-ионы и ионы аммония:

СН₃СООNН₄ = СН₃СОО^– + NH₄⁺

Гидролизу подвергаются и ацетат-ионы:

СН₃СОО^– + Н₂О ⇄ СН3СООН + ОН^–,

и ионы аммония:

NH₄⁺ + Н₂О ⇄ NH₃•H₂O + H⁺

Образующиеся при гидролизе ионы Н⁺ и ОН^– реагируют между собой с образованием воды, и в результате значение рН раствора оказывается близким к 7.

Гидролиз усиливается при: а) повышении температуры и б) понижении массовой доли растворенного вещества в растворе.

Гидролиз солей широко используют на практике, например, для получения осадков гидроксидов некоторых металлов. Так, для того, чтобы полностью осадить из раствора гидроксид железа(III), поступают следующим образом. К водному раствору какой-либо соли железа(III), например, сульфата Fe₂(SO₄)₃, приливают раствор карбоната натрия Na₂CO₃. Образующийся при обменной реакции карбонат железа(III) немедленно подвергается полному гидролизу и разлагается с выделением углекислого газа и выпадением гидроксида железа(III) в осадок:

Fe₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄ + 3CO₂↑

Аналогичная реакция протекает при добавлении раствора соды Na₂CO₃ к раствору какой-либо соли алюминия, например, Al₂(SO₄)₃. В случае солей алюминия вместо карбоната натрия к выпадению осадка гидроксида алюминия приводит также добавление в раствор любого растворимого сульфида, например, сульфида натрия Na₂S:

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 6NaCl + 3H₂S↑

Задание на дом

Укажите, подвергаются ли гидролизу следующие соли: K₂S; NaHS; NH₄NO₃; AgNO₃; NaF; Pb(NO₃)₂; K₂Cr₂O₇; CrCl₃; K₂CO₃; CuSO₄; MnCl₂. Напишите в необходимых случаях ионные и молекулярные уравнения гидролиза.

Тема 14. Растворы малорастворимых веществ. Понятие о ПР. Практическое использование ПР.

Часто все вещества по их растворимости в воде подразделяют на растворимые (или хорошо растворимые), мало растворимые и нерастворимые. Такая классификация полезна, когда, например, нужно выяснить возможность выпадения в осадок при проведении той или иной реакции определенной соли (или основания). Но знание особенностей поведения мало растворимых и нерастворимых веществ часто важно как для практики, так и для понимания протекающих в водной среде процессов.

Нужно иметь в виду, что абсолютно нерастворимых в воде химических соединений нет. Все соединения в той или иной степени в воде растворимы. Так, при 20^оС растворимость карбоната кальция СаСО₃ в 1 л воды составляет 14 мг/л, а растворимость сульфата бария BaSO₄ – 0,285 мг/л. Молярные концентрации здесь малы. Но даже в случае весьма мало растворимого в воде сульфата бария число ионов Ba²⁺ и SO₄^2- в 1 л насыщенного раствора огромно (примерно по 10¹⁷ каждого из них). Присутствие этих ионов в водной среде может существенно изменить свойства раствора (например, его электропроводность).

Следует обратить внимание на то, что перешедшее в раствор вещество с ионным типом связи содержится в растворе только в виде ионов (его степень диссоциации α = 1), и его следует рассматривать как сильный электролит. Такой вывод противоречит приводимому в некоторых учебниках и пособиях определению сильных электролитов, согласно которому сильные электролиты – это соединения, которые в растворе или расплаве проводят электрический ток. При этом критерием того, проводит раствор электрический ток или нет, служит свечение электрической лампочки, включенной последовательно в цепь с участием исследуемого раствора. Но очевидно, что такой критерий разграничения соединений по силе их свойств как электролитов довольно груб.

Более точные измерения электропроводности растворов мало растворимых веществ с использованием современных физических приборов показывают, что электропроводность таких растворов значительно выше, чем чистой воды, и все растворенное вещество содержится в растворе только в виде ионов. Если использовать значение α как критерий силы электролитов, то можно сделать вывод, что для растворов таких плохо растворимых веществ с ионным типом связи, как СаСО₃, BaSO₄ и др., значение степени диссоциации α = 1 и все эти соединения – сильные электролиты.

Примем, что после внесения в воду какого-либо плохо растворимого вещества, например, BaSO₄ установилось равновесие и получен насыщенный раствор. В растворе устанавливаются равновесия

BaSO_{4 тверд} = BaSO_{4 раствор} = Ba²⁺ + SO₄^2-

Если А = В = С, то и А = С, поэтому можно записать:

BaSO_{4 тверд} = Ba²⁺ + SO₄^2-

Это равновесие можно охарактеризовать константой равновесия: К_р

К_р =

При данной температуре плотность каждого вещества постоянна, поэтому значение [BaSO_{4 тверд}], численное равное числу молей BaSO₄ в 1 дм³ этого соединения, тоже постоянно. При 20^оС плотность BaSO₄ равна 4,50 кг/дм³ и масса 1 дм³ составляет 4,50 кг или 4500 г. Молярная масса BaSO₄ равна 233 г/моль, так что [BaSO_{4 тверд}] = 4500 г: 233 г/моль = 19,3 моль.

Если К_р и [BaSO_{4 тверд}] при данной температуре имеют постоянные значения, то и их произведение К_р. [BaSO_{4 тверд}] — также постоянная величина. Следовательно,

К_р. [BaSO_{4 тверд}] = [Ba²⁺][SO₄^2-] = Const.

Сходные рассуждения справедливы и для растворов других плохо растворимых веществ с ионной связью. Следовательно, в насыщенных растворах таких соединений произведение молярных концентраций ионов в растворе постоянно. Это произведение называют произведением растворимости (обычно используемая аббревиатура ПР). В произведение молярная концентрация каждого иона входит в степени, отвечающей числу этих ионов, возникающих при переходе данного соединения в раствор.

Пусть, например, речь идет о фториде кальция СаF₂, который в растворе существует в виде ионов

CaF₂ = Ca²⁺ + 2F^-

Для него выражение ПР имеет вид:

ПР(CaF₂) = [Ca²⁺][F–]² = 4,0•10^-11

Выражение ПР для фосфата кальция Са₃(РО₄)₂, растворимость которого в воде очень мала, имеет вид:

ПР[Ca₃(PO₄)₂] = [Ca²⁺]³[PO₄^3-]² = 2,0•10^-29

Из справочников можно узнать, что при 20^оC ПР для CaF₂ равно 4,0•10^-11, для BaSO₄ равно 1,1•10^-10, для AgCl — 1,78•10^-10. Размерность ПР зависит от того, какое число ионов входит в произведение. Так, в случае BaSO₄ и AgCl размерность ПР моль²/л², в случае CaF₂ – моль³/л³, в случае Ca₃(PO₄)₂ – моль⁵/л⁵.

Если в растворе произведение концентрации ионов, соответствующее данному соединению (рассчитанное с учетом степеней, отвечающих числу ионов, которые образуются при диссоциации соединения в растворе), выше ПР, то в растворе будет образовываться осадок этого соединения, а если меньше, то осадка не будет.

Рассмотрим два примера.

Пример 1. Рассчитаем, возможно ли выпадение осадка, если при 20^оC смешали 100 мл 1•10^-3 моль/л раствора СаС1₂ и 100 мл 4•10^-3 моль/л раствора NaF.

Решение. В первый момент после сливания растворов молярные концентрации взятых реагентов понизятся вдвое (при смешивании взятых сильно разбавленных растворов их общий объем стал в 2 раза больше, чем исходный объем раствора каждого реагента) и будут равны, соответственно, 5•10^-4моль/л и 2•10^-3 моль/л. Подставив эти значения концентраций ионов Са²⁺ и F–в произведение, аналогичное ПР(CaF₂), находим, что

5•10^-4•(2•10^-3)² = 2•10^-9.

Оно больше, чем ПР(CaF₂) = 4,0•10^-11. Следовательно, можно сделать вывод, что в этом случае будет наблюдаться образование осадка CaF₂.

Пример 2. Может ли выпасть осадок BaSO₄ (ПР 1,1•10^-10), если смешали 60 мл раствора Na₂SO₄ c концентрацией 4•10^-5 моль/л и 20 мл раствора BaCl₂ c концентрацией 1,2•10^-5 моль/л?

Возможное решение такое. Общий объем раствора стал 80 мл. Молярная концентрация Na₂SO₄ в первый момент после смешения равна (4•10^-5) (60/80) = 3•10^-5 моль/л. Молярная концентрация BaCl₂ в первый момент после смешения равна (1,2•10^-5)(20/80) = 3•10^-6 моль/л. Поэтому и молярные концентрации ионов Ва²⁺ и SO₄^2- равны, соответственно, 3•10^-5 и 3•10^-6 моль/л. Подставив эти значения концентраций в произведение, аналогичное ПР(BaSO₄), находим его значение 3•10^-5•3•10^-6 = 9•10^-11. Оно меньше ПР(BaSO₄) = 1,1•10^-10, поэтому осадка сульфата бария BaSO₄ в данном случае не будет (хотя сульфат бария, как известно, плохо растворим в воде).

Зная значение ПР, можно рассчитать, например, сколько максимально хлорида серебра AgCl может перейти в раствор, когда осадок этого вещества, находящийся на фильтре, промывают при комнатной температуре 2 л дистиллированной воды. Используем значение ПР(AgCl), равное при 20^оC 1,78•10^-10. Выражение для ПР хлорида серебра имеет вид

ПР(AgCl) = [Ag⁺][Cl^-] = 1,78•10^-10

Обозначим молярную концентрацию AgCl через x. В растворе хлорид серебра полностью диссоциирован на ионы. Поэтому молярные концентрации каждого иона — и Ag⁺, и Cl^- равны молярной концентрации содержащегося в растворе хлорида серебра и также равны х. Подставив х в уравнение для ПР(AgCl), получаем:

х ² = 1,78•10^-10

Из него находим, что молярная концентрация AgCl x в насыщенном растворе равна:

х = 1,33•10^-5 моль/л

В 2 л воды при промывании осадка может перейти максимум 2,66•10^-5 моль AgCl, или 143,5(г/моль)•2,66•10^-5 (моль) = 3,82•10^{-3 г или 3,82 мг этого вещества.}

Значения ПР широко используют в аналитической химии для определения того, возможно ли в данных условиях образование осадка или нет, а также для других целей.

Задание на дом

1. Значение ПР AgCl при 100^оС равно 1,4•10^-4. Какова молярная растворимость AgCl в кипящей воде?

2. В 1 л воды при 25^оС растворяется 5,9•10^{-3 г} SrCO₃. Каково значение ПР этого соединения?

3. Сколько граммов бромида серебра растворяется в 20 л воды при 25^оС, если значение ПР этого соединения 5•10^-13?

4. Первый раз приготовили насыщенный раствор хлорида серебра в чистой воде, второй раз – в 0,1 моль/л растворе нитрата серебра. Во сколько раз молярная концентрация хлорид-ионов в первом случае больше, чем во втором? Значение ПР AgCl при 25^оС равно 1,7•10^-10.

5. Выпадет ли осадок, если смешали 400 мл 5•10^-4 моль/л раствора Pb(NO₃)₂ и 200 мл 6•10^-5 моль/л раствора KI? Значение ПР PbI₂ 9•10^-6 .

6. Значение ПР PbSO₄ равно 2•10^-8. Сколько миллиграммов PbSO₄ перейдет в раствор при промывании осадка 750-ью мл воды? При расчете примите, что содержание сульфата свинца в промывных водах отвечает насыщенному раствору.

Тема 15. Основные классы неорганических соединений. Оксиды. Кислоты и основания. Кислоты и основания по С.Аррениусу, Й.Н.Брёнстеду и Г.НЛьюису. Соли.

Неорганические соединения подразделяют на четыре большие группы: оксиды, кислоты, основания и соли.

Сложные вещества, состоящие из двух элементов, атомы одного из которых — кислорода имеют степень окисления –2, называют оксидами. Оксиды известны у всех химических элементов, кроме легких инертных (благородных) газов (He, Ne и Ar).

Одному химическому элементу часто отвечает не один, а несколько оксидов. Так, например, неметаллу азоту отвечают оксиды N₂O, NO, N₂O₃, NO₂ и N₂O₅, а металлу хрому — оксиды CrO, Cr₂O₃, CrO₂, CrO₃.

Оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды — это оксиды, образующие при взаимодействии с избытком кислоты или щелочи соль и воду. Например, солеобразующие оксиды — это СаО и СО₂:

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O,

CO₂ + 2KOH = K₂CO₃ + H₂O.

Остальные оксиды — несолеобразующие. К ним принадлежат N₂O, NO, CO и др. Число несолеобразующих оксидов значительно меньше, чем солеобразующих. Несолеобразующие оксиды не реагируют с растворами щелочей и с кислотами, но способны реагировать при нагревании, например, с водородом:

N₂O + H₂ = N₂ + H₂O.

Солеобразующие оксиды подразделяют на кислотные, осн’овные и амфотерные. Кислотные оксиды — это оксиды, которые при взаимодействии с избытком щелочи образуют соль и воду, например:

P₂O₅ + 6KOH = 2K₃PO₄ + 3H₂O,

SiO₂ + 4KOH = K₄SiO₄ + 2H₂O.

Иногда при взаимодействии кислотного оксида с раствором щелочи образуется не одна соль, а две, как это имеет место, например, в реакции:

2NO₂ + 2KOH = KNO₃ + KNO₂ + H₂O.

Кислотные оксиды, реагирующие с водой с образованием кислоты, иногда называют ангидридами. Например, оксид серы(IV) SO₂ — это сернистый ангидрид, так как при взаимодействии этого оксида с водой образуется сернистая кислота:

SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃,

а оксид фосфора(V) P₂O₅ — это фосфорный ангидрид:

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

Основные оксиды — это оксиды, которые при взаимодействии с избытком кислоты образуют соль и воду. Например:

BaO + 2HNO₃ = Ba(NO₃)₂ + 2H₂O

Обратите внимание. В слове «осн о вные» в данном случае ударение падает на вторую букву о.

К числу основных оксидов принадлежат оксиды металлов в степенях окисления +1, +2 и, реже, +3.

Амфотерные оксиды — это оксиды, способные реагировать как с кислотами, так и щелочами. К числу амфотерных оксидов принадлежат ZnO, Al₂O₃, Cr₂O₃ и др., высушенные при температуре не выше 150–250°С. Такие оксиды реагируют как с кислотами:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O,

так и со щелочами:

Al₂O₃ + 2KOH + 3H₂O = 2K[Al(OH)₄].

Для получения оксидов используют:

1. Окисление простых веществ, например:

C + O₂ = CO₂.

2. Окисление сложных веществ, например:

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O.

3. Разложение оснований или кислот при нагревании:

Са(ОН)₂ ^t = СаО + Н₂О↑; 2HClO = Cl₂O + H₂O.

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот при нагревании:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑.

5. Нагревание на воздухе оксидов, содержащих образующий оксид элемент в относительно высокой степени окисления:

4CrO₃ ^t = 2Cr₂O₃ + 3O₂↑.

6. Окисление оксидов, содержащих образующий оксид элемент в более низкой степени окисления:

2SO₂ + O₂ ^t,кат = 2SO₃.

7. Разложение при нагревании пероксидов, например:

2ВаО₂ ^t = 2ВаО + О₂­.

Многие оксиды — твердые вещества (CaO, FeO, Fe₂O₃, P₂O₅ и др.). Встречаются и газообразные оксиды (N₂O, NO, CO₂ и др.). Оксид водорода H₂O (вода) при обычных условиях жидкость.

Сложные вещества, при растворении в воде диссоциирующие с образованием только катионов Н+, называют кислотами. К числу кислот относятся серная H₂SO₄, уксусная CH₃COOH, фосфорная Н₃РО₄, сероводородная H₂S и др.

Кислоты, в зависимости от числа содержащихся в их составе атомов Н, которые можно заместить на атомы металла, подразделяют на одноосновные (HCl, HNO₃, CH₃COOH, Н₃РО₂ и др.), двухосновные (H₂SO₄, H₃PO₃, HOOC–COOH и др.) трех- и более основные (H₃PO₄, H₄P₂O₇).

Многие кислоты в воде хорошо растворимы (соляная HCl, серная H₂SO₄, уксусная CH₃COOH, щавелевая HOOC–COOH и др.), но существуют и нерастворимые в воде кислоты: метафосфорная (HPO₃) n, стеариновая СH₃(CH₂)₁₆COOH, кремниевые кислоты (общая формула х Н₂О• y SiO₂) и др.

Известно много кислот – сильных электролитов (например, соляная HCl, азотная HNO₃, хлорная HClO₄). Существуют и кислоты – средние по силе электролиты (ортофосфорная H₃PO₄, уксусная CH₃COOH и др.). Известны кислоты –– слабые электролиты (борная H₃BO₃, теллуровая H₆TeO₆, ортоиодная H₅IO₆ и др.).

Типичные реакции кислот следующие:

1. Взаимодействие со щелочами (реакции нейтрализации) и другими основаниями, например:

H₃PO₄ + KOH = KH₂PO₄ + H₂O.

2. Взаимодействие с металлами. При реакциях многих кислот с достаточно активными металлами выделяется водород и образуется соответствующая соль:

H₂SO₄ (разб.)+ Zn = ZnSO₄+ H₂↑.

Однако существуют и кислоты, при взаимодействии которых с металлами преимущественно выделяется не водород, а другие газы, или вообще не образуются газообразные вещества. К числу таких кислот принадлежит, например, азотная кислота:

4HNO₃ (конц.) + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O.

3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

2НСООН + MgO = Mg(HCOO)₂ + H₂O.

H₂SO₄ + ZnO = ZnSO₄ + H₂O.

4. Взаимодействие с солями (реакция происходит, если образуется новая летучая кислота или нерастворимая в воде соль):

H₂SO₄(конц.)+NaCl(тв.)= NaHSO₄ + HCl↑

BaCl₂ + 2NaF = BaF₂↓ + 2NaCl.

Дата добавления: 2015-01-03