Кислоты (кислотные гидроксиды)

Кислоты - это гидроксиды, формула которых в общем виде может быть представлена как HхЭОу, либо НхЭ, 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 НхЭ 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+ + SO42-;

HNO3 = H+ + NO3-.

Наличия ионов водорода в растворах кислот определяет кислую реакцию среды.

Составление формулы кислоты

Для кислот, имеющих общую формулу НхЭ, 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 Se2-, кислота Н2Se.

Для кислот, имеющих общую формулу HхЭОу, 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 НхЭ 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 HхЭОу 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 (H2SO4(конц), HNO3(конц), HNO3(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 (H2SO4(конц), HNO3(конц), HNO3(разб) и др.) взаимодействуют с большинством металлов (независимо от положения в ряду напряжения). Окислителем при этом является элемент, образующий кислоту:

H2SO4(конц) + Сu → SO2↑ + CuSO4 + H2O;

HNO3(разб) + Ag → NO↑ + AgNO3 + H2O

Кислоты - несильные окислители (H2SO4(разб), HCl(разб) и др.) взаимодействуют только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, при этом выделяется водород:

HCl + Zn → H2↑ + ZnCl2;

H2SO4(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+ + ZnO22-

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: SO42-, 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+ + SO42-

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+ + SO42-

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+ + SO42- → 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).

Наши рекомендации