Общие химические свойства неорганических кислот

Общие способы получение неорганических кислот.

1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

H₂ + Cl₂ → 2HCl,

H₂ + S ↔ H₂S.

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при непосредственном соединении кислотных оксидов с водой:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄,

CO₂ + H₂O → H₂CO₃,

P₂O₅ + H₂O → 2HPO₃.

Оксид кремния (IV) SiO₂ с водой не реагирует!

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить при действии сильных кислот на соли более слабых и летучих кислот, если выпадает осадок или выделяется газ:

BaBr₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓+ 2HBr,

CuSO₄ + H₂S → H₂SO₄ + CuS↓,

Na₂SiO₃ + 2HCl → H₂SiO₃↓ + 2NaCl

CaCO₃↓ + 2HBr → CaBr₂ + CO₂↑ + H₂O.

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

H₂O₂ + SO₂ → H₂SO₄,

3P + 5HNO₃(разб.) + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO↑.

Многие кислоты являются достаточно химически агрессивными и опасными веществами. Если кислота попала на кожу необходимо промыть это место большим количеством воды, а затем нейтрализовать раствором пищевой соды.

Кислотные свойства зависят от кислотообразуеющего элемента (его местоположения в Периодической таблице, степени его окисления в кислоте):

а) если у элемента есть несколько степеней окисления, то окислительные свойства кислородосодержащих кислот данного элемента увеличиваются с возрастанием его степени окисления:

H₂S⁺⁴O₃ → H₂S⁺⁶O₄;

б) сила кислородосодержащих кислот закономерно увеличивается с увеличением химической активности кислотообразуеющего элемента в периодах − слева направо, а в группах – снизу вверх:

H₂Si⁺⁴O₃ → H₃P⁺⁵O₄ → H₂S⁺⁶O₄ → HCl⁺⁷O₄

H₂Te⁺⁶O₄ → H₂Se⁺⁶O₄ → H₂S⁺⁶O₄

в) сила бескислородных кислот закономерно увеличивается с уменьшением химической активности кислотообразуеющего элемента в группах – снизу вверх, а в периодах, наоборот, − увеличивается с увеличением химической активности кислотообразуеющего элемента – слева направо:

HF → HCl → HBr → HI

(F ← Cl ← Br ← I)

H₂S → HCl

Общие свойства кислот объясняются наличием в их растворах катионов H⁺, которые образуются в результате электролитической диссоциации молекул кислот:

H_xAc ↔ xH⁺ + Ac^x-

1. Кислоты диссоциируют.

HClO₄ ↔ H⁺ + ClO₄^–).

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (в основном по первой):

H₂SO₃ ↔ H⁺ + НSO₃⁻ (1 ступень),

HSO₃⁻↔H⁺ + SO₃^2– (2 ступень).

Водные растворы кислот изменяют окраску индикаторов, что издавна используется для качественного обнаружения кислот в растворах:

индикатор + Н⁺ (кислота) ↔ окрашенное соединение.

Индикаторы – это вещества сложного строения, которые ускоряют химическую реакцию, но сами при этом не расходуются.

Индикатор	Цвет индикатора в среде
Щелочной (pH > 7)	Нейтральной (pH = 7)	Кислой (pH < 7)
Универсальная индикаторная бумага	Синий	Желтый	Красный
Лакмус	Синий	Фиолетовый	Красный
Фенолфталеин	Малиновый	Бесцветный	Бесцветный
Метиловый оранжевый	Желтый	Оранжевый	Розовый

2. Взаимодействуют с растворимыми и нерастворимыми основными (основаниями) и амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды – реакция нейтрализации. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH:

HCl + NaOH → NaCl + HOH

H₂SO₄ + Cu(OH)₂↓→ CuSO₄ + 2HOH

3HCl + Al(OH)₃↓ → AlCl₃ + 3HOH

H₂SiO₃↓ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + 2H₂O

3. Взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

2HNO₃ + CaO → Ca(NO₃)₂ + H₂O,

2HCl + ZnO → ZnCl₂ + H₂O.

4. Способность взаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с образованием соли и выделением водорода:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑,

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑.

Ряд активности металлов (Электрохимический ряд напряжения металлов).

Металлы, которые вытесняют водород из кислот	Металлы, которые не вытесняют водород из кислот
K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) самые активные металлы	Cu Hg Ag Pt Au самые неактивные металлы

Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

**Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой (как концентрированной, так и разбавленной) водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель – азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N⁺⁵, а не H⁺, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа. Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты (разбавленная же серная кислота ведёт себя как и большинство кислот), в молекуле которой сера S⁺⁶ также выступает в роли главного окислителя. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например:

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

3Cu + 8HNO₃(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

8K + 5H₂SO₄(конц.) → 4K₂SO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

3Zn + 4H₂SO₄(конц.) → 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует на холоде с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой. Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же пассивируются (покрываются продуктами окисления). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.

Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.

5. Со средними, кислыми и основными солями более слабых и летучих кислот, если образуется малорастворимая соль или летучее вещество:

H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2HCl,

2HCl + CaCO₃↓ → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑,

2KHCO₃ + H₂SO₄ → K₂SO₄ +2SO₂↑ + 2H₂O,

[Cu(OH)]₂CO₃ + 4HBr = 2CuBr₂ + CO₂↑ + 3H₂O.

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем легкость диссоциации по каждой из ступеней падает, поэтому для многоосновных кислот вместо средних солей часто образуются кислые (в случае избытка реагирующей кислоты):

Na₂S + H₃PO₄ → Na₂HPO₄ + H₂S↑,

NaOH + H₃PO₄ → NaH₂PO₄ + H₂O.

6. При нагревании кислородсодержащие кислоты разлагаются на кислотный оксид (ангидрид соответствующей кислоты) и воду (лучше в присутствии водоотнимающего P₂O₅):

H₂SO₄ → H₂O + SO₃,

H₂SiO₃ → H₂O + SiO₂

Кислоты-окислители разлагаются сложнее (при нагревании):

4НNO₃ → 4NO₂↑ + 2H₂O + O₂↑.

Некоторые кислородосодержащие кислоты разлагаются и без нагревания при недолгом хранении или в химических реакциях при их получении – это нестабильные кислоты, например, H₂CO₃, H₂SO₃:

H₂CO₃ ↔ H₂O + CO₂↑,

H₂SO₃ ↔ H₂O + SO₂↑.

1. Некоторые кислоты реагируют с некоторыми органическими соединениями.

Например, со спиртами − с образованием сложного эфира, или с углеводородами − с образованием производных этих углеводородов:

C₂H₅OH + HNO₃ → C₂H₅NO₂ + H₂O,

этиловый спирт этиловый эфир азотной кислоты

C₂H₆ + HNO₃ → C₂H₅NO₂ + H₂O.

этан нитроэтан

2. Некоторые кислоты взаимодействуют в окислительно-восстановительных реакциях с некоторыми неметаллами (при нагревании):

3P + 5HNO₃(разб.) + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO↑,

C + 4HN0₃(конц.) → CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂O,

H₂S⁻² + Br₂⁰ = S⁰↓ + 2HBr⁻,

2KMn⁺⁷O₄+ 16HCl⁻ = 5Cl₂⁰ + 2KCl⁻ + 2Mn⁺²Cl₂⁻ +8H₂O.

3. Некоторые кислоты вступают в специфические реакции по окислительно-восстановительной механизму (при нагревании).

Например:

2HCl → H₂ + Cl₂,

H₂S⁻² + 2S⁺⁴O₂ → 3S⁰↓ + 2H₂O,

H₂S⁺⁴O₃ + 2H₂S⁻² → 3S0↓ +3H₂O.

6. Классификация, физические свойства и строение молекул оснований.

ОСНОВАНИЯ

Растворимые (ЩЕЛОЧИ)	Нерастворимые
NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2	Mg(OH)2, Cu(OH)2, Fe(OH)2

Основания – это сложные вещества, в молекуле которых атомы металла связаны с одной или несколькими гидроксидными группами –OH (Ме ОН).

Основания (с позиции теории электролитической диссоциации) – это сложные вещества, диссоциирующие при растворении в воде с образованием катионов металла и гидроксид-ионов ОН^-.

Но основные свойства имеют не только гидроксиды металлов, а также и некоторые другие вещества, которые к гидроксидам отнести нельзя, например, NH₃, BF₃.

Основание (в соответствии с протонной теорией) – это вещество, частицы которого (молекулы, ионы) способны принимать протоны водорода от кислот, т.е. основание – это акцептор протонов.

Щелочи – это растворимые в воде основания. Некоторые растворимые в воде основания называют едкими щелочами: NaOH – едкий натр, KOH – едкий кали.

Щелочи – это белые кристаллические вещества, мылкие на ощупь, вызывающие сильные ожоги при попадании на кожу. Поэтому они называются «едкими». При работе со щелочами необходимо соблюдать определенные правила и использовать индивидуальные средства защиты (очки, резиновые перчатки, пинцеты и др.). Если щелочь попала на кожу необходимо промыть это место большим количеством воды до исчезновения мылкости, а затем нейтрализовать раствором борной кислоты.

По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН – гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH, гидроксид кальция Ca(OH)₂, гидроксид хрома (II) –Cr(OH)₂, гидроксид хрома (III) – Cr(OH)₃.

Все основания – твёрдые вещества (кроме гидроксида аммония NH₄OH), имеющие различную растворимость в воде и разные цвета: Cu(OH)₂ – голубой, Fe(OH)₂ – бледно-зелёный, Ca(OH)₂ – белый, Co(OH)₂ – розовый.

По числу гидроксильных групп (кислотность), способных замещаться на кислотный остаток, различают:

- однокислотные основания – KOH, NaOH;

- двухкислотные основания – Fe(OH)₂, Ba(OH)₂.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания	Слабые основания
NaOH гидроксид натрия (едкий натр) KOH гидроксид калия (едкое кали) LiOH гидроксид лития Ba(OH)2 гидроксид бария Ca(OH)2 гидроксид кальция (гашеная известь)	Mg(OH)2 гидроксид магния Fe(OH)2 гидроксид железа (II) Zn(OH)2 гидроксид цинка NH4OH гидроксид аммония Fe(OH)3 гидроксид железа (III) и т.д. (большинство гидроксидов металлов)

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Существует также основание, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH₄⁺(катиону аммония). Это основание называется гидроксидом аммония и имеет формулу NH₄OH. Гидроксид аммония образуется в рекции присоединения воды к аммиаку, когда аммиак растворяют в воде:

NH₃ + H₂O → NH₄OH (гидроксид аммония).

Графические формулы.

Показывают порядок связей и их количество (по валентности). В гидроксидах атомы кислорода связаны только с атомами других элементов и не связаны между собой.

Ca(OH)2	HO–Ca–OH
NaOH	Na–O–H

Дата добавления: 2017-02-01