11 кислот з хімії. Кислоти. Підстави, амфотерні гідроксиди
Це речовини молекулярної будови. Атоми у молекулах кислот пов'язані ковалентними полярними зв'язками. Чим більше поляризований зв'язок між атомом водню, здатним відщеплюватися, та електронегативним атомом (кисню, сірки або атомом галогену), тим більше цей зв'язок схильний дисоціювати гетеролітичним шляхом. А значить, тим більше в розчині буде катіонів водню і тим кисліше буде середовище. Велике значення має не тільки полярність, а й поляризованість зв'язку. Поляризованість - це здатність зв'язку поляризуватися під дією певних реагентів. Наприклад, молекули води.
Класифікація кислот
Класифікація кислот за вмістом атомів кисню, за кількістю атомів водню, за розчинністю та іншими ознаками. Див Табл. 1.
|
Ознаки класифікації |
Групи кислот |
приклад |
|
Наявність кисню |
Н 2 SO 4 HNO 3 |
|
|
Безкисневі |
||
|
Основність (кількість атомів водню, здатних заміщатися на метал) |
Одноосновні |
|
|
Двоосновні |
Н 2 S, Н 2 CO 3 |
|
|
Триосновні |
||
|
Розчинність |
Розчинні |
Н 2 SO 4 HNO 3 |
|
Нерозчинні |
||
|
Леткість |
||
|
Нелеткі |
||
|
Ступінь електролітичної дисоціації |
Н 2 SO 4 HNO 3 HCl |
|
|
Н 2 S, Н 2 CO 3 |
||
|
Стабільність |
Стабільні |
H 3 PO 4 , Н 2 SO 4 HCl |
|
Нестабільні |
Н 2 CO 3 Н 2 SO 3 |
Приклад реакції між кислотами та основами Льюїса.
AlCl 3 + Cl - → Cl 4 -
Ця взаємодія є основою галогенування ароматичних сполук.
Теорія Усановича (рис. 7). У цій теорії кислота - це частка, яка здатна відщеплювати катіони або приєднувати аніони. Відповідно, підстава навпаки. Цією теорією користуються дуже рідко, тому що вона вийшла надто загальною. Відповідно до неї, будь-які взаємодії за участю іонів можна звести до кислотно-основних. А це дуже зручно.
Домашнє завдання
1. № №2-4 (с. 187) Габрієлян О.С. Хімія. 11 клас. Базовий рівень. 2-ге вид., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
2. Як можна визначити наявність кислоти у продуктах харчування?
3. Як ви вважаєте, звідки походить назва мурашиної кислоти?
Кислий смак, дія на індикатори, електрична провідність, взаємодія з металами, основними та амфотерними оксидами, основами та солями, утворення складних ефірів зі спиртами – ці властивості є загальними для неорганічних та органічних кислот.
1. У воді кислоти дисоціюють на катіони водню та аніони кислотних залишків, наприклад:
Розчини кислот змінюють колір індикаторів: лакмусу – у червоний, метилового помаранчевого – у рожевий, колір фенолфталеїну не змінюють.
2. Розчини кислот реагують з металами, що стоять в електрохімічному ряду напруг лівіше водню, за дотримання ряду умов, найважливішим з яких є утворення в результаті реакції розчинної солі. Розглядаючи цю властивість неорганічних та органічних кислот, наголосимо, що взаємодія HNO 3 і Н 2 SO 4 (конц.) з металами (табл. 19) протікає інакше, але ці особливості зазначених кислот будуть пояснені трохи пізніше.
Таблиця 19
Продукти взаємодії
простих речовин з азотною та сірчаною кислотами
3. Неорганічні та органічні кислоти взаємодіють з основними та амфотерними оксидами за умови, що утворюється розчинна сіль:
4. І ті та інші кислоти вступають у реакцію з основами. Багатоосновні кислоти можуть утворити як середні, так і кислі солі (це реакції нейтралізації):
5. Реакція між кислотами та солями йде лише в тому випадку, якщо утворюється газ або осад:
Взаємодія фосфорної кислоти Н 2 РO 4 з вапняком припиниться через утворення поверхні останнього нерозчинного осаду фосфату кальцію Са 3 (РO 4) 2 .
6. Складні ефіри утворюють не тільки органічні кислоти відповідно до загального рівняння:
але й неорганічні кислоти, наприклад азотна та сірчана:
Аналогічна реакція за участю двох і трьох гідроксогруп целюлози при її нітруванні призводить до отримання складних ефірів: ді-і тринітроцелюлози - необхідних речовин для виробництва бездимного пороху.
Водночас окремі представники мінеральних та органічних кислот мають особливі властивості.
Особливості властивостей азотної HNO 3 і концентрованої сірчаної Н 2 SO 4 (конц.) кислот обумовлені тим, що при їх взаємодії з простими речовинами (металами та неметалами) окислювачами виступатимуть не катіони Н+, а нітрат-і сульфат-іони. Логічно очікувати, що в результаті таких реакцій утворюється не водень Н 2 , а виходять інші речовини: обов'язково сіль і вода, а також один із продуктів відновлення нітрат- або сульфат-іонів залежно від концентрації кислот, положення металу в ряді напруг та умов реакції (температури, ступеня подрібненості металу тощо).
Слід зазначити, що третій продукт реакції металів із цими кислотами часто утворюється у «букеті» - суміші коїться з іншими продуктами, але у таблиці 19 вказали переважаючі продукти.
Ці особливості хімічної поведінки HNO 3 та Н 2 SO 4 (конц.) наочно ілюструють тезу теорії хімічної будови про взаємний вплив атомів у молекулах речовин. Його можна простежити і на прикладі властивостей органічних кислот, наприклад оцтової та мурашиної.
Оцтова кислота СН 3 СООН, як і інші карбонові кислоти містить у молекулі вуглеводневий радикал. У ньому можливі реакції заміщення атомів водню атомами галогенів:
Під впливом атомів галогену у молекулі кислоти її ступінь дисоціації сильно підвищується. Наприклад, хлороцтова кислота майже в 100 разів сильніша за оцтову (чому?).
Мурашина кислота НСООН, на відміну оцтової, немає у молекулі вуглеводневого радикала. Замість нього вона містить атом водню, а тому є речовиною з двоїстою функцією – альдегідокислотою і, на відміну від інших карбонових кислот, дає реакцію «срібного дзеркала»:
Вугільна кислота, що утворюється, Н 2 СO 3 розпадається на воду і вуглекислий газ, який в надлишку аміаку перетворюється на гідрокарбонат амонію.
Це речовини молекулярної будови. Атоми у молекулах кислот пов'язані ковалентними полярними зв'язками. Чим більше поляризований зв'язок між атомом водню, здатним відщеплюватися, та електронегативним атомом (кисню, сірки або атомом галогену), тим більше цей зв'язок схильний дисоціювати гетеролітичним шляхом. А значить, тим більше в розчині буде катіонів водню і тим кисліше буде середовище. Велике значення має не тільки полярність, а й поляризованість зв'язку. Поляризованість - це здатність зв'язку поляризуватися під дією певних реагентів. Наприклад, молекули води.
Класифікація кислот
Класифікація кислот за вмістом атомів кисню, за кількістю атомів водню, за розчинністю та іншими ознаками. Див Табл. 1.
|
Ознаки класифікації |
Групи кислот |
приклад |
|
Наявність кисню |
||
|
Безкисневі |
||
|
Основність (кількість атомів водню, здатних заміщатися на метал) |
Одноосновні |
|
|
Двоосновні |
||
|
Триосновні |
||
|
Розчинність |
Розчинні |
|
|
Нерозчинні |
||
|
Леткість |
||
|
Нелеткі |
||
|
Ступінь електролітичної дисоціації |
Н2SO4, HNO3, HCl |
|
|
Стабільність |
Стабільні |
H3PO4, Н2SO4, HCl |
|
Нестабільні |
1. Реакція із металами.
Метали, розташовані у ряді напруг металів (Рис. 1.) до водню, витісняють водень із кислот.
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
З концентрованою азотноїі сірчанийкислотою реакції йдуть за рахунок аніонного залишку. Водень не виділяється. Мал. 2.
Cu + 4HNO3(кінець) = Cu (NO3)2 + 2NO2 + H2O
Cu + 2H2SO4(кінець) = Cu SO4 + SO2 + H2O
2. Реакція з основними та амфотерними оксидамиз утворенням солі та води.
K2O+ HNO3 = KNO3 + H2O
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
3. Реакція із солями.Кислоти реагують з розчинами солей, якщо результаті реакції один із продуктів випадає в осад, оскільки утворення нерозчинних сполук зміщує рівновагу вправо і робить її практично незворотною.
Н2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ +2 HCl
H2CO3 + BaCl2 = BaCO3↓ +2 HCl
4. Реагують з основами та амфотерними гідроксидами.
КОН + HNO3 = KNO3 + H2O
Al(ON)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O
5. Виявлення кислот з допомогою кислотно-основних індикаторів.
У кислому середовищі лакмус набуває червоного забарвлення. Метиловий помаранчевий – червоний, а фенолфталеїновий – безбарвний.
Основні способи одержання кислот
1. Безкисневі кислоти можна отримати із простих речовин.
2. Кисень містять кислоти можна отримати гідратацією відповідних кислотних оксидів.
N2O5 + H2O → 2HNO3
SO3 + H2O → H2SO4
3. Отримання кислот витісненням слабких кислот сильними, летких – нелетючими, розчинних – нерозчинними. Наприклад, сильна соляна кислота витісняє слабку оцтову розчинів їх солей.
СH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl
NaСl (тв.) + H2SO4 = NaНSO4 + HCl
4. Кислоти можна отримати при гідроліз деяких солей або галогенідів.
Al2 S3 +6 H2O → 2Al(OH)3↓+ 3H2S
PCl5 + H2O → H3PO4 + 5HCl
Теорія кислот та основ Сванте Арреніуса. Вона ґрунтується на теорії електролітичної дисоціації. Відповідно до неї, кислоти - це речовини, що утворюють у водному розчині гідратовані іони водню та аніони кислотного залишку. А відповідно, основи - це речовини, що дисоціюють у водному розчині на катіони металу та аніони гідроксогрупи.
Теорія Бренстеда та Лоурі. Відповідно до цієї теорії, кислоти - це молекули чи іони, які у цій реакції є донорами протонів, а підстави - це молекули чи іони, які приймають протони, т. е. акцептори.
В органічній хімії існує теорія Льюїса. Кислота - це молекула або іон, що має вакантні валентні орбіталі, внаслідок чого вони здатні приймати електронні пари, наприклад, водні іони, іони металів, деякі оксиди, а також ряд солей. Кислоти Льюїса, які не містять іонів водню, називаються апротонними. Протонсодержащие кислоти розглядаються, як окремий випадок класу кислот.
Основа з теорії Льюїса - це молекула або іон, здатні бути донорами електронних пар: всі аніони, аміак, аміни, вода, спирти, галогени.
Приклад реакції між кислотами та основами Льюїса.
AlCl3+ Cl- → Cl4-
Ця взаємодія є основою галогенування ароматичних сполук.
Теорія Усановича. У цій теорії кислота - це частка, яка здатна відщеплювати катіони або приєднувати аніони. Відповідно, підстава навпаки. Цією теорією користуються дуже рідко, тому що вона вийшла надто загальною. Відповідно до неї, будь-які взаємодії за участю іонів можна звести до кислотно-основних. А це не дуже зручно.
Для кількісної характеристики того, як кислота дисоціює на іони, крім поняття ступеня електролітичної дисоціації використовують поняття константа дисоціації. Константа дисоціації - це вид константи рівноваги, яка показує схильність деякого великого об'єкта (кислоти, солі чи комплексного з'єднання) оборотно дисоціювати із заснуванням дрібніших об'єктів. Константа дисоціації визначається як добуток концентрацій іонів у ступені їх стехіометричних коефіцієнтів, поділений на недисоційовану форму.
У разі дисоціації речовини з багатовалентними іонами, дисоціація відбувається східчасто. Для кожного ступеня існує власне значення константи дисоціації.
Приклад дисоціації триосновної борної кислотиH3 BO3 .
I ступінь: Н3ВО3 ↔ Н+ + Н2ВО3-
I ступінь: Н2ВО3- ↔ Н+ + НВО32-
I ступінь: НВО32- ↔ Н+ + ВО33-
Вираз констант дисоціації по кожному з цих ступенів виглядатиме так:
Зі значення констант дисоціації робимо висновок, що багатоосновні речовини в основному дисоціюють по першому ступені.
В організмі людини велику роль відіграють три неорганічні кислоти. Це - фосфорна кислота, вугільна та соляна. Фосфорна кислотавходить до складу буферних систем крові. Буферними називають такі розчини, які при додаванні невеликих кількостей кислот або основ змінюють свій водневий показник рН. Ці системи потрібні для того, щоб підтримувати кислотність крові у певному та досить вузькому інтервалі. Залишки фосфорної кислоти входять до залишків багатьох біологічно активних речовин, наприклад нуклеїнових кислот та багатьох ферментів. Наші кістки складаються з гідроксиду фосфату кальцію Сa10(PO4)6(OH)2 або гідроксіапатиту кальцію, а зуби включають фторапатит кальцію Сa10(PO4)6F2. Мал. 8.
Вугільнакислота також належить до складу буферних систем крові. За рахунок дії легень такі системи можна швидко і легко регулювати, і можна варіювати кількість вуглекислого газу в крові.
Солянакислота міститься у шлунковому соку. Вона сприяє денатурації та набухання білків, що полегшує їх подальше розщеплення ферментами. Вона створює кисле середовище, необхідне дії ферментів. Вона відповідальна за антибактеріальне середовище шлункового соку.
ДЖЕРЕЛА
джерело відео - https://www.youtube.com/watch?v=KqOwvPrN8W4
джерело презентації - http://ppt4web.ru/khimija/kisloty5.html
Підстави, амфотерні гідроксиди
Підстави - це складні речовини, що складаються з атомів металу та однієї або кількох гідроксогруп (-OH). Загальна формула Me + y (OH) y , де - число гідроксогруп, рівне ступеня окислення металу Me. У таблиці представлено класифікацію підстав.
Властивості лугів гідроксидів лужних та лужноземельних металів
1. Водні розчини лугів милі на дотик, змінюють забарвлення індикаторів: лакмусу – у синій колір, фенолфталеїну – у малиновий.
2. Водні розчини дисоціюють:
3. Взаємодіють із кислотами, вступаючи у реакцію обміну:
Багатокислотні основи можуть давати середні та основні солі:
4. Взаємодіють із кислотними оксидами, утворюючи середні та кислі солі залежно від основності кислоти, що відповідає цьому оксиду:
5. Взаємодіють з амфотерними оксидами та гідроксидами:
а) сплавлення:
б) у розчинах:
6. Взаємодіють із розчинними у воді солями, якщо утворюється осад або газ:
Нерозчинні основи (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 та ін.) взаємодіють з кислотами та розкладаються при нагріванні:
Амфотерні гідроксиди
Амфотерними називають сполуки, які в залежності від умов можуть бути як донорами катіонів водню та виявляти кислотні властивості, так і їх акцепторами, тобто виявляти основні властивості.
Хімічні властивості амфотерних сполук
1. Взаємодіючи із сильними кислотами, вони виявляють основні властивості:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Взаємодіючи з лугами - сильними основами, вони виявляють кислотні властивості:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексна сіль)
Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексна сіль)
Комплексними називають сполуки, у яких хоча б один ковалентний зв'язок утворився за донорно-акцепторним механізмом.
Загальний метод отримання основ базується на реакціях обміну, за допомогою яких можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи.
CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4
До 2 СО 3 + (ОН) 2 = 2 КОН + BaCO 3 ↓
При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.
При отриманні нерозчинних у воді основ, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, оскільки може відбутися розчинення амфотерної основи, наприклад:
АlСl 3 + 4КОН = К [Аl(ОН) 4] + 3КСl
У подібних випадках для отримання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні гідроксиди не розчиняються:
АlСl 3 + 3NH 3 + ДТ 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Гідроксиди срібла і ртуті настільки легко розкладаються, що при спробі отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:
2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3
У промисловості луги зазвичай одержують електроліз водних розчинів хлоридів.
2NaCl + 2Н 2 Про → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Луги можна також одержати взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів із водою.
2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2
SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2
Кислоти
Кислотами називаються складні речовини, молекули яких складаються з атомів водню, здатних заміщатися на атоми металу, та кислотних залишків. За звичайних умов кислоти можуть бути твердими (фосфорна H 3 PO 4 ; кремнієва H 2 SiO 3) та рідкими (у чистому вигляді рідиною буде сірчана кислота H 2 SO 4).
Такі гази, як хлороводень HCl, бромоводень HBr, сірководень H 2 S у водних розчинах утворюють відповідні кислоти. Числом іонів водню, що утворюються кожною молекулою кислоти при дисоціації, визначається заряд кислотного залишку (аніону) та основність кислоти.
Згідно протолітичної теорії кислот та основ,запропонованої одночасно датським хіміком Бренстедом та англійським хіміком Лоурі, кислотою називають речовину, відщеплюючепри даній реакції протони,а основою- речовина, здатна приймати протони.
кислота → основа + Н +
На основі таких уявлень зрозумілі основні властивості аміаку,який завдяки наявності неподіленої електронної пари при атомі азоту ефективно приймає протон при взаємодії з кислотами, утворюючи іон амонію у вигляді донорноакцепторного зв'язку.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3
кислота основа кислота основа
Більш загальне визначення кислот та основзапропонував американський хімік Г. Льюїс. Він припустив, що кислотно-основні взаємодії зовсім не обов'язково відбуваються з перенесенням для тону.У визначенні кислот та основ за Льюїсом основна роль у хімічних реакціях відводиться електронних пар.
Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні прийняти одну або кілька пар електронів, називають кислотами Льюїса.
Так, наприклад, фторид алюмінію AlF 3 - це кислота, оскільки він здатний приймати електронну пару при взаємодії з аміаком.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні віддавати електронні пари, називають основами Льюїса (аміак - основа).
Визначення Льюїса охоплює всі кислотно-основні процеси, що розглядалися раніше запропонованими теоріями. У таблиці зіставлені визначення кислот та основ, що використовуються в даний час.
Номенклатура кислот
Оскільки існують різні визначення кислот, їхня класифікація та номенклатура досить умовні.
За кількістю атомів водню, здатних до відщеплення у водному розчині, кислоти ділять на одноосновні(наприклад, HF, HNO 2), двоосновні(H 2 CO 3 , H 2 SO 4) та триосновні(Н 3 Р0 4).
За складом кислоти ділять на безкисневі(НСl, H 2 S) та кисневмісні(НСlO 4 , HNO 3).
Зазвичай назви кисневмісних кислотвиробляються від назви неметалу з додаванням закінчень, -ва,якщо ступінь окислення неметалу дорівнює номеру групи. У міру зниження ступеня окиснення суфікси змінюються (у порядку зменшення ступеня окиснення металу): -овата, іста, -оватиста:
Якщо розглянути полярність зв'язку водень-неметал в межах періоду, можна пов'язати полярність цього зв'язку з положенням елемента в Періодичній системі. Від атомів металів, що легко втрачають валентні електрони, атоми водню приймають ці електрони, утворюючи стійку двоелектронну оболонку типу оболонки атома гелію, і дають іонні гідриди металів.
У водневих сполуках елементів III-IV груп періодичної системи бору, алюмінію, вуглецю, кремнію утворюють ковалентні, слабополярні зв'язки з атомами водню, не схильні до дисоціації. Для елементів V-VII груп Періодичної системи в межах періоду полярність зв'язку неметалл-водень збільшується із зарядом атома, але розподіл зарядів у диполі, що виникає, інше, ніж у водневих сполуках елементів, схильних віддавати електрони. Атоми неметалів, які мають для завершення електронної оболонки необхідно кілька електронів, відтягують себе (поляризують) пару електронів зв'язку тим більше, що більше заряд ядра. Тому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF або SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl зв'язки з атомами водню, залишаючись ковалентними, набувають більш полярного характеру, а атом водню в диполі зв'язку елемент-водень стає більш електропозитивним. Якщо полярні молекули опиняються у полярному розчиннику, може відбуватися процес електролітичної дисоціації.
Обговоримо поведінку кисневмісних кислот у водних розчинах. У цих кислот є зв'язок Н-О-Е та, природно, на полярність зв'язку Н-О впливає зв'язок О-Е. Тому ці кислоти дисоціюють, зазвичай, легше, ніж вода.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3
На кількох прикладах розглянемо властивості кисневмісних кислот,утворених елементами, які здатні виявляти різний ступінь окислення. Відомо що хлорноваста кислотаНСlO дуже слабка,хлориста кислота НСlO 2 також слабка,але сильніше хлорнуватистої, хлорнувата кислота НСlO 3 сильна.Хлорна кислота НСlO 4 - одна з найсильнішихнеорганічних кислот.
Для дисоціації за кислотним типом (з відщепленням іона Н) необхідний розрив зв'язку О-Н. Як можна пояснити зменшення міцності цього зв'язку в ряді НСlO-НСlO2-НСlO3-НСClO4? У цьому ряду збільшується кількість атомів кисню, пов'язаних із центральним атомом хлору. Щоразу, коли утворюється новий зв'язок кисню з хлором, від атома хлору, отже, і від одинарного зв'язку О-Cl відтягується електронна щільність. В результаті електронна щільність частково уникає і зв'язку О-Н, який через це послаблюється.
Така закономірність - посилення кислотних властивостей з зростанням ступеня окиснення центрального атома - характерна як для хлору, але й інших елементів.Наприклад, азотна кислота HNO 3 , в якій ступінь окислення азоту +5, сильніша, ніж азотиста кислота HNO 2 (ступінь окислення азоту +3); сірчана кислота H 2 SO 4 (S +6) сильніша, ніж сірчиста кислота H 2 SO 3 (S +4).
Отримання кислот
1. Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем.
Н 2 + Сl 2 → 2НСl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Деякі кисневмісні кислоти можуть бути отримані взаємодією кислотних оксидів із водою.
3. Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати щодо реакцій обмінуміж солями та іншими кислотами.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓
FeS + H 2 SO 4(pa зб) = H 2 S+FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4(кінець) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Деякі кислоти можуть бути отримані за допомогою окисно-відновних реакцій
Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ДТ 3 РO 4 + 5NO 2
Кислий смак, дія на індикатори, електрична провідність, взаємодія з металами, основними та амфотерними оксидами, основами та солями, утворення складних ефірів зі спиртами – ці властивості є загальними для неорганічних та органічних кислот.
можна розділити на два типи реакцій:
1) загальнідля кислотреакції пов'язані з утворенням у водних розчинах іона гідроксонію Н 3 O +;
2) специфічні(т. е. характерні) реакції конкретні кислоти.
Іон водню може вступати в окислювачно-відновлювальніреакції, відновлюючись до водню, а також у реакції сполукиз негативно зарядженими або нейтральними частинками, що мають неподілені пари електронів, тобто кислотно-основні реакції.
До загальних властивостей кислот відносяться реакції кислот з металами, що стоять в ряду напруги до водню, наприклад:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
До кислотно-основних реакцій відносяться реакції з основними оксидами та основами, а також із середніми, основними, а іноді і кислими солями.
2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O
Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Зауважимо, що багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому кожному наступному щаблі дисоціація проходить важче, тому при надлишку кислоти найчастіше утворюються кислі солі, а чи не середні.
Са 3 (РО 4) 2 + 4Н 3 Р0 4 = 3Са(Н 2 Р0 4) 2
Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O
КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O
На перший погляд, може здатися дивним утворення кислих солей. одноосновнийфтороводородною (плавиковою) кислотою. Однак цей факт можна пояснити. На відміну від інших галогеноводородних кислот плавикова кислота в розчинах частково полімеризована (завдяки утворенню водневих зв'язків) і в ній можуть бути різні частинки (HF) X , а саме H 2 F 2 , H 3 F 3 і т. д.
Частковий випадок кислотно-основної рівноваги - реакції кислот та основ з індикаторами, які змінюють своє забарвлення залежно від кислотності розчину. Індикатори використовуються в якісному аналізі для виявлення кислот та основу розчинах.
Найпоширеніші індикатори - лакмус(у нейтральноюсередовищі Фіолетовий колір,в кислий - червоний,в лужний - синій), метилоранж(у кислийсередовищі червоний,в нейтральною - помаранчевий,в лужний - жовтий), фенолфталеїн(у сильнолужнийсередовищі малиново-червоний,в нейтральною та кислою - безбарвний).
Специфічні властивостірізних кислот можуть бути двох типів: по-перше, реакції, що призводять до утворення нерозчинних солей,і, по-друге, окисно-відновні перетворення.Якщо реакції, пов'язані з наявністю у них іона Н + , загальні для всіх кислот (якісні реакції для виявлення кислот), специфічні реакції використовуються як якісні на окремі кислоти:
Ag + + Cl - = AgCl (білий осад)
2+ + SO 4 2- = BaSO 4(білий осад)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (жовтий осад)
Деякі специфічні реакції кислот обумовлені їх окислювально-відновними властивостями.
Безкисневі кислоти у водному розчині можуть лише окислюватися.
2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг
Кисень містять кислоти можуть окислюватися тільки в тому випадку, якщо центральний атом в них знаходиться в нижчому або проміжному ступені окислення, як, наприклад, в сірчистій кислоті:
H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl
Багато кисневмісних кислот, в яких центральний атом має максимальний ступінь окислення (S +6 , N +5 , Сг +6), виявляють властивості сильних окислювачів. Концентрована H2SO4 - сильний окислювач.
Сu + 2H 2 SO 4(кінець) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4(конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Слід запам'ятати, що:
- Розчини кислот реагують з металами, що стоять в електрохімічному ряду напруг лівіше водню, за дотримання ряду умов, найважливішим з яких є утворення в результаті реакції розчинної солі. Взаємодія HNO 3 та Н 2 SO 4 (конц.) з металами протікає інакше.
Концентрована сірчана кислота на холоді пасивує алюміній, залізо, хром.
- У воді кислоти дисоціюють на катіони водню та аніони кислотних залишків, наприклад:
- Неорганічні та органічні кислоти взаємодіють з основними та амфотерними оксидами за умови, що утворюється розчинна сіль:
- І ті, й інші кислоти вступають у реакцію з основами. Багатоосновні кислоти можуть утворювати як середні, так і кислі солі (це реакції нейтралізації):
- Реакція між кислотами та солями йде тільки в тому випадку, якщо утворюється осад або газ:
Взаємодія H 3 PO 4 з вапняком припиниться через утворення на поверхні останнього нерозчинного осаду Ca 3 (PO 4) 2 .
Особливості властивостей азотної HNO 3 і концентрованої сірчаної H 2 SO 4 (конц.) кислот обумовлені тим, що при їх взаємодії з простими речовинами (металами та неметалами) окислювачами виступатимуть не катіони H + , а нітрат-і сульфат-іони. Логічно очікувати, що в результаті таких реакцій утворюється не водень H 2 , а виходять інші речовини: обов'язково сіль і вода, а також один із продуктів відновлення нітрат- або сульфат-іонів залежно від концентрації кислот, положення металу в ряді напружень та умов реакції (температури, ступеня подрібненості металу тощо).
Ці особливості хімічної поведінки HNO 3 та H 2 SO 4 (конц.) наочно ілюструють тезу теорії хімічної будови про взаємний вплив атомів у молекулах речовин.
Часто плутають поняття леткість та стійкість (стабільність). Летучими називають кислоти, молекули яких легко переходять у газоподібний стан, тобто випаровуються. Наприклад, соляна кислота є летючою, але стійкою, стабільною кислотою. Про летючість нестабільних кислот не можна судити. Наприклад, нелетюча, нерозчинна кремнієва кислота розкладається на воду та SiO 2 . Водні розчини соляної, азотної, сірчаної, фосфорної та інших кислот не мають забарвлення. Водний розчин хромової кислоти H 2 CrO 4 має жовте забарвлення, марганцевої кислоти HMnO 4 - малинове.
Довідковий матеріал для проходження тестування:
таблиця Менделєєва
Таблиця розчинності
