Кислоты (кислотные гидроксиды)

Кислоты - это гидроксиды, формула которых в общем виде может быть представлена как H_хЭО_у, либо Н_хЭ, где х и у - небольшие целые числа, а Э - кислотообразующий элемент, в качестве которого выступают либо неметаллы, либо металлы, находящиеся в высокой степени окисления. Например: HNO₃, H₂SO₃, H₂CrO₄, HMnO₄.

Кислоты типа Н_хЭ образуют только элементы-неметаллы VII A и VI A подгрупп, а именно: HF, HCl, HBr, HI и H₂S, H₂Se, H₂Te.

Кислоты в водном растворе диссоциируют с образованием катионов водорода H⁺ и отрицательно заряженных анионов (кислотных остатков):

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-;

HNO₃ = H⁺ + NO₃^-.

Наличия ионов водорода в растворах кислот определяет кислую реакцию среды.

Составление формулы кислоты

Для кислот, имеющих общую формулу Н_хЭ, необходимо определить отрицательную степень окисления элемента (она определяется, как уже указывалось выше, путем вычитания числа 8 из номера группы) и присоединить необходимое количество ионов водорода. Например, неметалл Br находится в VII A подгруппе, минимальная отрицательная степень окисления брома равна (7 - 8) = -1, следовательно ион Br^‾ присоединяет один ион водорода Н⁺, и образуется кислота НВr. Аналогично: Se (VI A подгруппа), низшая степень окисления равна (6 - 8) = -2, ион Se^2-, кислота Н₂Se.

Для кислот, имеющих общую формулу H_хЭО_у, самый простой способ образовать кислоту - чисто арифметический: прибавить к формуле оксида формулу воды. Например:

H₂O + SO₂ = H₂SO₃;

N₂O₃ + H₂O = (H₂N₂O₄) = 2HNO₂ (кратные числа, как правило сокращаются).

Однако одному оксиду может соответствовать не одна, а несколько кислот, например:

SiO₂ + H₂O = H₂SiO₃;

SiO₂ + 2H₂O = H₄SiO₄

Кислоты, содержащие больше молекул воды, называются ортокислотами (H₄SiO₄ - ортокремниевая кислота). Кислоты, содержащие меньше молекул воды, называются метакислотами (H₂SiO₃ - метакремниевая кислота).

Ортокислоты склонны образовывать атомы элемента с большим радиусом, т.е. расположенные внизу Периодической таблицы, метакислоты - с меньшим радиусом, т.е. вверху таблицы. Например, для азота известна только HNO₃ - метаазотная кислота, а для фосфора известны HPO₃ -метафосфорная и Н₃РО₄ - ортофосфорная кислоты.

Если элемент образует несколько степеней окисления, то возможно образование других кислот. Так, азот (V A подгруппа) кроме азотной кислоты НNО₃ образует азотистую кислоту НNО₂, где он проявляет степень окисления +III. Сера (VI A подгруппа), кроме серной кислоты H₂SO₄, образует сернистую кислоту H₂SO₃, проявляя в ней степень окисления +IV.

Номенклатура кислот

Для кислот с общей формулой Н_хЭ названия складываются следующим образом: сначала называют элемент, образующий кислоту, с окончанием “о”, затем прибавляется слово “водородная”. Например: HBr - бромоводородная, H₂S - сероводородная и т.д. Для двух кислот чаще применяют технические названия: HCl - соляная (хлороводородная), НF - плавиковая (фтороводородная).

Для кислородсодержащих кислот c общей формулой H_хЭО_у названия производят от названия элемента, образующего кислоту. При этом, если элемент находится в высшей степени окисления, к названию элемента прибавляется “-ная” или “-овая” (H₂SO₄ - серная кислота, Н₃РО₄ - ортофосфорная кислота, H₂CrO₄ - хромовая кислота). Если элемент, образующий кислоту, находится в более низкой степени окисления, к названию элемента прибавляется “-истая” (H₂SO₃ - сернистая кислота, H₃PO₃ - ортофосфористая кислота).

Названия наиболее важных кислот, а также формулы и названия анионов (кислотных остатков) приведены в таблице 1.

Таблица 1

Формула кислоты	Название кислоты	Формула аниона (кислотного остатка)	Название аниона
HF	фтороводородная (плавиковая)	F‾	фторид
HCl	хлороводородная (соляная)	Cl‾	хлорид
HBr	бромоводородная	Br‾	бромид
HI	иодоводородная	I‾	иодид
H2S	сероводородная	S2‾	сульфид
H2CO3	угольная	CO32‾	карбонат
CH3COOH	уксусная	CH3COO-	ацетат
H2C2O4	щавелевая	С2О42-	оксалат
H2SiO3	метакремниевая	SiO32‾	метасиликат
H4SiO4	ортокремниевая	SiO44‾	ортосиликат
HNO3	азотная	NO3‾	нитрат
HNO2	азотистая	NO2‾	нитрит
HPO3	метафосфорная	PO3‾	метафосфат
H3PO4	ортофосфорная	PO4‾	ортофосфат
H2SO4	серная	SO42‾	сульфат
H2SO3	сернистая	SO32‾	сульфит
HClO4	хлорная	ClO4‾	перхлорат
HClO3	хлорноватая	ClO3‾	хлорат
HClO2	хлористая	ClO2‾	хлорит
HClO	хлорноватистая	ClO‾	гипохлорит
HCN	циановодородная (синильная)	CN-	цианид
HSCN	родановодородная	SCN-	роданид

Методы получения кислот

Наиболее употребительны следующие методы получения кислот:

а) Растворение в воде кислотного оксида или водородного соединения (для бескислородных кислот):

SO₃ + H₂O → H₂SO₄;

P₂O₅ + 3 H₂O → 2H₃PO₄;

HCl_(газ) + aqua = HCl_{(раствор)};

б) Вытеснение сильной кислотой более слабой кислоты из солей:

HCl + Na₂SiO₃ → H₂SiO₃↓ + NaCl.

Классификация кислот

а) По числу атомов водорода в молекуле кислоты делятся на однооснóвные (содержат один атом водорода) и многооснóвные (два и более атома водорода). Например, HCl, HNO₃ - одноосновные кислоты; H₂SO₄ - двухосновная кислота; H₃PO₄ - трехосновная кислота.

б) По своему составу кислоты подразделяют на бескислородные (HF, HCl, HBr, H₂S и т.д.) и кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₃, H₂SiO₃, HClO₄ и т.д.).

в) По способности диссоциировать в растворе на ионы кислоты делятся на сильные и слабые. Сильными являются кислоты HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HMnO₄ и др. К слабым относятся все органические кислоты, а также неорганические H₂CO₃, H₂S, HNO₂, HCN и др. Стоит отметить, что сильная кислота является одновременно и сильным электролитом, и наоборот.

в) По окислительно-восстановительным характеристикам среди кислот можно выделить сильные окислители (H₂SO_4(конц), HNO_3(конц), HNO_3(разб), HClO и др.) и сильные восстановители (HCl_(конц), HBr, HI и др.).

Химические свойства кислот

Кислоты взаимодействуют с соединениями, проявляющими оснóвные свойства:

а) Взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

HClO₄ + NaOH → H₂O + NaClO₄;

HCl + Zn(OH)₂ → ZnCl₂ + H₂O;

б) Взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами:

H₂SO₄ + FeO → H₂O + FeSO₄;

H₂SO₄ + ZnO → H₂O + ZnSO₄;

в) Взаимодействуют с основными солями (основные соли содержат гидроксильную группу в катионе):

HCl + MgOHCl → H₂O + MgCl₂;

HCl + BiOH(NO₃)₂ → H₂O + BiCl₃ + Bi(NO₃)₃;

г) Сильные кислоты вытесняют слабые кислоты из солей:

H₂SO₄ + Na₂SiO₃ → H₂SiO₃↓ + Na₂SO₄

д) Кислоты взаимодействуют с металлами, но характер взаимодействия зависит от вида металла и природы кислоты.

Кислоты - сильные окислители (H₂SO_4(конц), HNO_3(конц), HNO_3(разб) и др.) взаимодействуют с большинством металлов (независимо от положения в ряду напряжения). Окислителем при этом является элемент, образующий кислоту:

H₂SO_4(конц) + Сu → SO₂↑ + CuSO₄ + H₂O;

HNO_3(разб) + Ag → NO↑ + AgNO₃ + H₂O

Кислоты - несильные окислители (H₂SO_4(разб), HCl_(разб) и др.) взаимодействуют только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, при этом выделяется водород:

HCl + Zn → H₂↑ + ZnCl₂;

H₂SO_4(разб) + Fe → H₂↑ + FeSO₄

Таким образом, при написании уравнения реакции взаимодействия металла с кислотой необходимо пользоваться рядом напряжения металлов:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H₂, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды, так же как и амфотерные оксиды, в зависимости от условий способны проявлять как оснóвные ( при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами), так и кислотные свойства (при взаимодействии с основаниями или основными оксидами), т.е. обладают двойственной химической функцией.

Амфотерные гидроксиды образуют элементы главных подгрупп, находящиеся в Периодической системе вблизи условной границы между металлами и неметаллами. Такими гидроксидами являются Be(OH)₂, Al(OH)₃, Ga(OH)₃, Ge(OH)₄, Sn(OH)₄ и др. Некоторые элементы побочных подгрупп также образуют амфотерные гидроксиды: Zn(OH)₂, Cr(OH)₃, Ti(OH)₄.

Запись формул амфотерных гидроксидов аналогична записи формул оснований. Например, гидроксид цинка записывается Zn(OH)₂ - основная форма записи. Однако, поскольку в водном растворе амфотерные гидроксиды образуют одновременно и катионы водорода Н⁺ и анионы гидроксила ОН^-, то формулу амфотерного гидроксида можно записать и в кислотной форме: H₂ZnO₂ - цинковая кислота.

Zn²⁺ + 2OH^- ↔ Zn(OH)₂↓ = H₂ZnO₂ ↔ 2H⁺ + ZnO₂^2-

Амфотерным гидроксидам соответствуют амфотерные оксиды. Например, амфотерному гидроксиду Al(OH)₃ соответствует амфотерный оксид Al₂O₃, гидроксиду олова (+IV) Sn(OH)₄ - оксид SnO₂ и т.д.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с растворенными в воде основаниями с образованием солей.

а) Взаимодействие с кислотами:

Al(OH)_3(тв) + HCl → AlCl₃ + H₂O

б) Взаимодействие со щелочами с образованием комплексных соединений:

Al(OH)_3(тв) + NaOH_{(раствор)} → Na[Al(OH)₄]

или

Al(OH)_3(тв) + NaOH_{(раствор)} → Na₃[Al(OH)₆]

Если реакция протекает при сплавлении реагентов в твердой фазе, то происходит отделение воды и образуется метаалюминат натрия:

Al(OH)_3(тв) + NaOH_(тв) → NaAlO₂ + Н₂О

Соли

Соли - сложные вещества, состоящие из положительно заряженных ионов (катионов) металлов и отрицательно заряженных ионов (анионов) остатков кислот. Примеры катионов: Ca²⁺, Na⁺, Fe²⁺, ZnOH⁺ и т.п. Примеры анионов: SO₄^2-, Cl^-, NO₃^-, HS^- и т.п.

Классификация солей

а) По растворимости в воде соли подразделяются на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Данные о растворимости солей приводятся в таблице растворимости. Легко запомнить, что растворимыми всегда бывают соли, в составе которых есть нитрат-ион NO₃^-, или соли, в составе которых есть ионы щелочных металлов (Na⁺, K⁺, Rb⁺. Cs⁺), а также ион аммония NH₄⁺.

б) По составу соли делятся на средние (нормальные), кислые и оснóвные. Такое деление обусловлено тем, что соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла или гидроксильных групп в молекуле основания на кислотный остаток.

Средние соли образуются при полном замещении атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла, а также при полном замещении гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками.

Образование средних солей серной кислоты представлено уравнениями следующих реакций:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O;

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2H₂O.

При растворении средних солей в воде происходит их диссоциация под действием молекул растворителя на катионы металла и анионы кислотного остатка. Уравнение диссоциации можно записать так:

Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄^2-

Кислые соли образуются при неполном замещении атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла. Незамещенный атом водорода остается в кислотном остатке.

NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + Н₂О

Кислые соли в реакции нейтрализации образуются в том случае, когда основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты.

Диссоциация кислых солей протекает ступенчато:

NaHSO₄ → Na⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- → H⁺ + SO₄^2-

В результате ступенчатой диссоциации кислых солей в их растворе присутствуют катионы металла, катионы водорода и анионы кислотного остатка. Кислые соли образуют только многоосновные кислоты, содержащие более одного атома водорода в молекуле.

Основные соли образуются при неполном замещении гидроксильных групп в молекуле основания на кислотные остатки. Незамещенная гидроксильная группа остается в катионе в виде гидроксо-иона.

Mg(OH)₂ + HCl = (MgOH)Cl + H₂O;

2Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = (CuOH)₂SO₄ + 2H₂O

Диссоциация основных солей протекает ступенчато:

(MgOH)Cl → (MgOH)⁺ + Cl^-;

(MgOH)⁺ → Mg⁺ + OH^-

В растворе основной соли будут присутствовать катионы металла и гидроксо-катионы, анионы гидроксильной группы и анионы кислотного остатка.

Номенклатура солей

Название солей состоит из названия аниона (кислотного остатка) и названия катиона. Сначала называют анион в именительном падеже, затем - катион (металл) в родительном падеже с указанием, если необходимо, степени окисления металла. Например, KNO₃ - нитрат калия, ZnCl₂ - хлорид цинка, FeCl₂ - хлорид железа (II).

Таким образом, название соли вытекает из названия кислоты, от которого она образована. В таблице 2 приведены названия некоторых кислот и названия соответствующих им солей.

Таблица 2

Формулы и названия кислот	Название солей
HF фтороводородная (плавиковая)	фториды
HCl хлороводородная (соляная)	хлориды
HBr бромоводородная	бромиды
HI иодоводородная	иодиды
H2S сероводородная	сульфиды
H2CO3 угольная	карбонаты
H2SiO3 метакремниевая	метасиликаты
H4SiO4 ортокремниевая	ортосиликаты
HNO3 азотная	нитраты
HNO2 азотистая	нитриты
HPO3 метафосфорная	метафосфаты
H3PO4 ортофосфорная	ортофосфаты
H2SO4 серная	сульфаты
H2SO3 сернистая	сульфиты
HClO4 хлорная	перхлораты
HClO3 хлорноватая	хлораты
HClO2 хлористая	хлориты
HClO хлорноватистая	гипохлориты

Названия кислых солей образуются так же как и средних. Присутствие атомов водорода в составе аниона обозначается словом “гидро”. Например, NaHSO₄ - гидросульфат натрия, KH₂PO₄ - дигидроортофосфат калия. Если металл имеет переменную степень окисления, после названия соли ставится степень окисления металла: Pb(HSO₄)₂ - гидросульфат свинца (II).

В названиях основных солей перед названием катиона добавляют слово “гидроксо” с указанием числа гидроксильных групп ОН^‾ в остатке основания. Например, AlOHSO₄ - сульфат гидроксоалюминия, (ZnOH)₂CO₃ - карбонат гидроксоцинка, Fe(OH)₂Cl - хлорид дигидроксожелеза (III).

Методы получения солей

Соли образуются при взаимодействии простых веществ (металлов с неметаллами) и всех классов неорганических соединений. Приведем некоторые способы получения солей.

а) Взаимодействие металлов с неметаллами:

Zn + S → ZnS (реакция протекает при нагревании)

б) Реакции нейтрализации или кислотно-основного взаимодействия. Сутью этих реакций является погашение (исчезновение) кислотных и основных свойств реагентов. Из двух реагирующих веществ одно всегда является “кислотным” реагентом (кислота, кислотный оксид, кислая соль, амфотерный оксид, амфотерный гидроксид), а второе - “основным” реагентом (основание, в том числе щелочь, основный оксид, основная соль, амфотерный оксид, амфотерный гидроксид).

Примеры уравнений реакций нейтрализации с получением солей:

Са(OH)2	+	H2SO4	→	CaSO4	+	H2O;
основание		кислота		соль		вода
СаO	+	H2SO4	→	CaSO4	+	H2O;
основный оксид		кислота		соль		вода
Са(OH)2	+	SO3	→	CaSO4	+	H2O;
основание		кислотный оксид		соль		вода
СаO	+	SO3	→	CaSO4;	(реакция протекает не в растворе)
основный оксид		кислотный оксид		соль
NaOH	+	Zn(OH)2	→	Na2ZnO2	+	H2O;
основание		амфотерный гидроксид		соль		вода
NaOH	+	ZnO	→	Na2ZnO2	+	H2O;
основание		амфотерный оксид		соль		вода
H2SO4	+	Zn(OH)2	→	ZnSO4	+	H2O;
кислота		амфотерный гидроксид		соль		вода
SO3	+	Zn(OH)2	→	ZnSO4	+	H2O;
кислотный оксид		амфотерный гидроксид		соль		вода
H2SO4	+	ZnO	→	ZnSO4	+	H2O;
кислота		амфотерный оксид		соль		вода
SO3	+	ZnO	→	ZnSO4;	(реакция протекает не в растворе)
кислотный оксид		амфотерный оксид		соль
Na2O	+	ZnO	→	Na2ZnO2	(реакция протекает не в растворе)
основный оксид		амфотерный оксид		соль

в) Реакции обмена (или обменные), сутью которых является обмен катиона на другой катион и аниона на другой анион.

Примеры реакций обмена с получением солей:

CaCl2	+	Na2SO4	→	CaSO4↓	+	NaCl;
соль 1		соль 2		соль 3		соль 4
CaCl2	+	Н2SO4	→	CaSO4↓	+	НCl;
соль 1		кислота 1		соль 2		кислота 2
FeSO4	+	NaOH	→	Fe(OH)2↓	+	Na2SO4
соль 1		щелочь 1 (основание 1)		основание 2		соль 2

г) Окислительно-восстановительные реакции взаимодействия металлов с кислотами и солями с получением солей:

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑;

Fe + CuSO₄ → Cu + FeSO₄

Необходимо отметить, что приведенные методы не охватывают всех возможных способов получения солей, а также не всякую соль можно получить всеми перечисленными способами.

Химические свойства солей

Химические свойства солей обусловлены их отношением к металлам, щелочам, кислотам и солям. Взаимодействие солей с основаниями (в том числе со щелочами), кислотами и другими солями протекает по типу обменных реакций, а при взаимодействии солей с металлами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Как было сказано выше, реакции обмена - это такие реакции, в которых исходные реагенты обмениваются своими ионами (катионами и анионами). Необходимо отметить, что в реакциях обмена степени окисления элементов не меняются. Кроме того, необходимо помнить также, что реакции обмена протекают до конца лишь в том случае, если хотя бы один из продуктов уходит из сферы реакции в виде осадка, газа, малодиссоциирующего соединения.

а) Реакция обмена соли со щелочью в молекулярном и в сокращенном ионном виде:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄;

Cu²⁺ + 2OH^‾ = Cu(OH)₂↓

б) Реакция обмена соли с кислотой в молекулярном и в сокращенном ионном виде:

CuSO₄ + H₂S → CuS↓ + H₂SO₄;

Cu²⁺ + Н₂S → CuS↓ + 2Н⁺

в) Реакция обмена соли с другой солью в молекулярном и в сокращенном ионном виде:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + NaCl

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Как отмечалось выше, соли способны вступать в окислительно-восстановительные реакции с металлами. При этом реакции протекают только в том случае, если металл находится в ряду напряжений левее металла, образующего соль.

Zn + Cu(NO₃)₂ → Cu + Zn(NO₃)₂;

Zn + Cu²⁺ → Cu + Zn²⁺

Существуют и более сложные окислительно-восстановительные реакции, в которых соли могут быть окислителями (например, KMnO₄, K₂Cr₂O₇) или восстановителями (например: Na₂S, KI). Существуют также соли, не проявляющие свойств ни окислителя, ни восстановителя (например, Na₂SO₄).