Кислоты.

1. Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотного остатка.

2. Классификация кислот.

№	Признак	Название класса	Примеры
1.	По составу	а)Кислородсодержащие или оксокислоты	HNO3, H2SO4, HClO4, H2SiO3, CH3COOH, H2SO3, H3PO4, HNO2.
		б) Бескислородные	HBr, HCl, HCN, H2S, HI
2.	По числу атомов водорода	а) Одноосновные	HBr, HNO3, HNO2, CH3COOH
		б) Многоосновные	H2S, H2SO4, H3PO4, H4P2O7
3.	По значению ? в 0,1М водных растворах	а) Сильные ? > 30%	HI, HClO4, HBr, HCl, H2SO4, HMnO4, HNO3, HClO3, CCl3COOH
		б) Сред. силы                  3%	H2CrO4, H2MnO4, H2SO3, HClO2, HF, H3PO4, HNO2, HCOOH
		в) Слабые ?< 30%	C6H5COOH, CH3COOH, C2H5COOH 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:  H₃PO_4, HPO₃,  H₃PO_3, H₄P₂O_7, 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: H₂MnO_4, HMnO₄,  H₂Cr₂O₇,  H₂CrO₄,  HClO,  HClO₂,  HClO_3.

 

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 (HNO_3, H₂SO_4(КОНЦ)) и кислотами, обладающими сильными восстановительными свойствами (H₂S,  Hi,  HBr,  HCl), или окислительно-восстановительной двойственностью (H₂SO_3, HNO₂, HClO₃).  Продукты реакции различны.

H₂SO_4(конц) + 2HBr = Br_2? +  SO₂^? + 2H₂O ;

H₂SO_{4 (конц)} +8HI = 4I_2? +  H₂S^? + 4H₂O

H₂SO_4(конц) + HCl ?

H₂SO_4(конц) + HF ?

H₂SO_4(конц) + H₂S = S_? + SO₂^? + H₂O

3H₂SO_4(конц) + H₂S ^t= SO₂^? + 4H₂O

H₂SO_3(конц) + 2H₂S = 3S^? + 3H₂O

8HNO_3(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

H₃PO_4(изб.) +  Ca(OH)₂ = CaHPO_4? + 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,  HClO_4, HBr,  HCl,  H₂SO_4, HNO_3, HMnO₄,  H₂SO_3, H₃PO₄,  HF, HNO_2, H₂CO_3, 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 +H₂SiO_3?;

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 = Ag₃PO_4? +  3HNO₃

 

Сильные кислоты взаимодействуют с растворами солей других сильных кислот, если в результате реакции обмена образуется нерастворимая соль.

Ca(NO₃)₂ + H₂SO₄ = CaSO_4?+ 2HNO₃

AgNO₃ + HCl = AgCl_? + HNO₃

AgNO₃ + HBr = AgBr_? + HNO₃

Pb(NO3)₂ + 2HI = PbI_2? +2HNO₃

 

Концентрированная H₂SO₄ вытесняет другие сильные и слабые кислоты и из сухих солей, образуется кислая или средняя соль.

NaCl_ТВ. + H₂SO_4КОНЦ. ^t= NaHSO₄ + HCl^? ;

2NaCl_ТВ. + H₂SO_4КОНЦ. = 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 H₃PO_4. 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.