Общие методы получения любых кислот

Практически все кислоты могут быть получены одним из способов, приведенных ниже.

1°. Взаимодействие между солью и кислотой приводит к образованию новой соли и новой кислоты, если между солью и кислотой не протекает окислительо-восстановительная реакция, например:

а) Вытеснение слабых кислот сильными.

NaCN + HCl NaCl + HCN ­.

б) Вытеснение летучей кислоты из ее солей менее летучей кислотой. Для этих целей обычно используют серную кислоту, т. к. она обладает целым рядом необходимых для этого свойств:

– кислота сильная

– термически устойчивая

– мало летучая [t_кип.(H₂SO₄) = 296,5°C]^

+ = NaHSO₄ + HCl ­

NaHSO₄ + NaCl Na₂SO₄ + HCl ­.

Серная кислота способна вытеснять из солей более сильные кислоты, даже такую как хлорную — самую сильную из всех кислородных кислот.

KClO₄ + H₂SO₄ KHSO₄ + HClO₄­.

Однако, используя серную кислоту для этих целей необходимо учиты­вать и другие свойства этой кислоты, ограничивающие ее применение. Концентрированная серная кислота является достаточно сильным окислите­лем, поэтому ее нельзя использовать для получения таких кислот как HBr, HI, H₂S, кислотообразующие элементы которых она может перевести в другие степени окисления, например:

8 + = 4I₂ + H₂S ­ + 4 H₂O.

В этом случае можно использовать нагревание соли с фосфорной кислотой, которая не проявляет окислительные свойства:

NaBr + H₃PO₄ NaH₂PO₄ + HBr­.

Кроме того, концентрированная серная кислота обладает достаточно сильными водоотнимающими свойствами, что приводит к разложению кислоты, вытесняемой из соли, за счет диспропорционирования централь­ного атома:

3 KClO₃ + 3 H₂SO₄ = 3 KHSO₄ + 2 ClO₂ + HClO₄ + H₂O,

либо к образованию неустойчивого кислотного оксида, разложение кото­рого может происходить со взрывом:

	2 KMnO4 + H2SO4 = K2SO4 + H2O +	Mn2O7 ¯
	MnO2 + O2

в) Образование одного нерастворимого продукта:

AgNO₃ + HCl = AgCl ¯ + HNO₃
Ba(H₂PO₄)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ ¯ + 2 H₃PO₄
Na₂SiO₃ + 2 HCl + (x-1) × H₂O= 2 NaCl + SiO₂ × x H₂O ¯.

2°. Взаимодействие солей, гидролиз которых идет практически до конца, с водой:

Al₂S₃ + 6 H₂O = 2 Al(OH)₃ ¯ + 3 H₂S ­.

3°. Гидролиз галогенангидридов кислот:

PBr₅ + H₂O = POBr₃ + 2 HBr ­
POBr₃ + 3 H₂O = H₃PO₄ + 3 HBr ­

SO2Cl2 хлорид сульфурила

+

2 H2O горячая

= H2SO4 + 2 HCl

SOCl2 хлорид тионила

+ H2O = SO2 ­ + 2 HCl

COCl2 фосген

+

H2O горячая

CO2­ + 2 HCl ­.

4°. Окисление неметаллов азотной кислотой:

3 P + 5 HNO₃ + 2 H₂O = 3 H₃PO₄ + 5 NO­
S + 2 HNO_{3 конц.} H₂SO₄ + 2 NO­.

5°. Окисление кислотообразующего элемента до более высокой степени окисления:

H₃PO₃ + H₂O₂ = H₃PO₄ + H₂O
3 H₂SO₄ + 5 H₃PO₃ + 2 KMnO₄ = 5 H₃PO₄ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O
H₂SO₃ + H₂O₂ = H₂SO₄ + H₂O
HNO₂ + Br₂ + H₂O = HNO₃ + 2 HBr.

Химические свойства кислот

1°. Рассмотрим характерные свойства кислот, не являющихся окислите­лями.

1°.1. Реакции обмена

а) Взаимодействие с основаниями (как с растворимыми, так и с нерастворимыми) — реакция нейтрализации:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Cu(OH)₂ ¯ + H₂SO₄ = CuSO_{4 раствор} + 2 H₂O.

б) Взаимодействие с солями

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ ¯ + 2HCl
Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂­ + H₂O.

При составлении уравнений реакций обмена необходимо учитывать условия протекания этих реакций до конца:

а) образование хотя бы одного нерастворимого соединения

б) выделение газа

в) образование слабого электролита ( например, воды)

1°.2. Реакции с основными и амфотерными оксидами:

а) FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O
б) ZnO + 2 HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O.

1°.3. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из кислот, не являющихся сильными окисли­телями (HCl, H₂SO_{4 (разб.)}):

Zn + H₂SO_{4 (разб.)} = ZnSO₄ + H₂­
Mg + 2 HCl = MgCl₂ + H₂­.

Если в результате реакции образуется нерастворимая соль или оксид, то металл пассивируется и его растворение не происходит:

Pb + H₂SO₄ ¹
(PbSO₄ — нерастворим в воде)
Al + HNO_{3 (конц.)} ¹
(поверхность металла покрывается оксидной пленкой).

1°.4. Термически неустойчивые кислоты, например, угольная, сернистая, разлагаются при комнатной температуре или при легком нагре­вании:

H₂CO₃ = CO₂­ + H₂O
H₂SO₃ SO₂­ + H₂O ­
SiO₂ × x H₂O SiO₂ + x H₂O ­.

1°.5. Реакции с изменением степени окисления кислотообразующего элемента.

4 + MnO₂ = MnCl₂ + + 2 H₂O

+ H₂O₂ = + H₂O

2 + Cu = CuSO₄ + + 2 H₂O
2 H₂S + H₂SO₃ = 3 S ¯ + 3 H₂O.

По этому принципу кислоты можно разделить на кислоты-восстанови­тели и кислоты-окислители.

2°. Свойства кислот-окислителей.

2°.1. Реакции обмена. Кислоты-окислители реагируют с оксидами, гидроксидами и солями, в состав которых входят катионы металлов не проявляющих переменные степени окисления также как и кислоты, не являющиеся окислителями (см. 1°.1 и 1°.2 в п. 2.4).

2°.2. Реакции с гидроксидами, оксидами и солями.

а) Если металл, образующий основание, может находиться в нескольких степенях окисления, а кислота проявляет окислительные свойства, то эти реакции могут протекать с изменением степеней окисления элементов, например:

Fe(OH)₂ + 4 HNO_{3 (конц.)} = Fe(NO₃)₃ + NO₂­ + 3 H₂O.

б) Аналогично ведут себя в реакциях с кислотами-окислителями и оксиды металлов, проявляющих переменные степени окисления:

2 FeO + 4 H₂SO_{4 (конц.)} = Fe₂(SO₄)₃ + SO₂­ + 4 H₂O.

в) При реакциях кислот-окислителей с солями, содержащими анион, проявляющий восстановительные свойства, происходит его окисление:

3 Na₂S + 8 HNO_{3 (разб.)} = 6 NaNO₃ + 3 S ¯ + 2 NO ­ + 4 H₂O
8 NaI + 5 H₂SO_{4 (конц.)} = 4 I₂¯+ H₂S­ + 4 Na₂SO₄ + 4 H₂O.

2°.3. Взаимодействие с металлами.

Азотная и концентрированная серная кислоты являются сильными окислителями и могут взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода, но водород в этом случае не вы­деляется, а образуются продукты восстановления азота и серы, причем, состав продуктов зависит от активности металла, концентрации кислоты и температуры:

Cu + 4 HNO_{3 (конц.)} = Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂­ + 2 H₂O
3 Cu + 8 HNO_{3 (разб.)} = 3 Сu(NO₃)₂ + 2 NO ­ + 4 H₂O
5 Co + 12 HNO_{3 (оч.разб.)} = 5 Co(NO₃)₂ + N₂­ + 6 H₂O
4 Zn + 10 HNO_{3 (оч.разб.)} = 4 Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3 H₂O.

С разбавленной серной кислотой медь не взаимодействует, но реагирует с концентрированной серной кислотой, однако водород при этом не выде­ляется:

Cu + 2 H₂SO_{4 (конц.)} = CuSO₄ + SO₂­ +2 H₂O.

Некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, напри­мер, Fe, Al, Cr, эти кислоты пассивируют за счет образования на поверхно­сти металла оксидной пленки нерастворимой в концентрированных кисло­тах при обычных условиях и поэтому указанные металлы не взаимодейст­вуют с концентрированными серной и азотной кислотами.

2°.4. Реакции с неметаллами. Концентрированные азотная и серная кислоты взаимодействуют с неметаллами: серой, фосфором, углеродом:

S + 2 HNO_{3 (конц.)} H₂SO₄ + 2 NO ­
S + 2 H₂SO_{4 (конц.)} 3 SO₂­ + 2 H₂O
3 P + 5 HNO_{3 (конц.)} + 2 H₂O 3 H₃PO₄ + 5 NO ­
C + 2 H₂SO_{4 (конц.)} CO₂­ + 2 SO₂­ + 2 H₂O.

2°.5.Кислоты, образованные переходными металлами в высших степе­нях окисления, например, хромовая [H₂CrO₄], марганцовая [HMnO₄], явля­ются сильными окислителями.

2 H₂CrO₄ + 3 SO₂ = Cr₂(SO₄)₃ + 2 H₂O.

Кислоты, в которых кислотообразующий элемент находится в промежу­точной степени окисления могут проявлять как окислительные, так восста­новительные свойства.

H₂SO₃ + 2 H₂S = 3 S ¯ + 3 H₂O (H₂SO₃ — окислитель)
H₂SO₃ + NO₂ = H₂SO₄ + NO­ (H₂SO₃ — восстановитель).

Основания

В этом разделе будут рассмотрены только неорганические основания с позиции электролитической теории.

Классификация оснований

Основания могут быть классифицированы по следующим свойствам.

1°. Кислотность основания — число групп OH^- способных обмени­ваться на кислотный остаток. Например, NaOH — однокислотное основа­ние, Ca(OH)₂ — двухкислотное основание. По этому признаку основания бывают одно-, двух- и т. д. кислотными. Многокислотные основания диссо­циируют ступенчато и могут образовывать несколько рядов солей, напри­мер, (MgOH)₂CO₃ — гидроксокарбонат (основной карбонат) магния; MgCO₃ — карбонат (средний карбонат) магния.

2°. Растворимость. Гидроксиды щелочных металлов, металлов главной подгруппы второй группы, начиная с кальция, гидроксид таллия (I) [TlOH] и гидроксид аммония растворимы в воде. Гидроксиды других металлов в воде практически нерастворимы.

3°. Сила оснований, также как и других электролитов, определяется степенью диссоциации (или констанотой диссоциации). Сильными основа­ниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Сильные, растворимые в воде основания называются щелочами.

4°. Термическая устойчивость оснований. При нагревании большинство оснований разлагаются на оксид металла и воду. Устойчивыми являются гидроксиды щелочных металлов, начиная с натрия, они плавятся без разло­жения. Гидроксиды лития, стронция, бария и радия разлагаются при темпе­ратуре несколько выше температуры плавления, гидроксиды остальных металлов разлагаются до плавления.

5°. По отношению к кислотам и щелочам гидроксиды металлов можно разделить на основные и амфотерные. К основным гидроксидам относятся гидроксиды, растворяющиеся только в кислотах и не реагирующие со щело­чами, к амфотерным — гидроксиды, растворяющиеся как в кислотах, так и в щелочах.

Основными являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также гидроксид магния и гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, Cr(OH)₂ , Mn(OH)₂ и др.

Амфотерными являются гидроксиды Be(OH)₂ , Zn(OH)₂ , Al(OH)₃ , Sn(OH)₂ , гидроксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления, например, Cr(OH)₃ , Fe(OH)₃ .

Способы получения оснований

Основания могут быть получены одним из следующих способов.

1°. Взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

2 Li + 2 H₂O = 2 LiOH + H₂­
Sr + 2 H₂O = Sr(OH)₂ + H₂­.

Этим же способом может быть получен гидроксид аммония:

NH₃ + H₂O = NH₃×H₂O « + OH ^–.

В отличие от предыдущих примеров эта реакция протекает без измене­ния степеней окисления.

Другие металлы, стоящие в ряду электродных потенциалов до водорода, также могут реагировать с водой, но эти реакции протекают при высоких температурах и обратимы. При этом образуются не гидроксиды металлов, а оксиды, т. к. гидроксиды при этих температурах термически неустойчивы, например,

Fe + H₂O « FeO + H₂­ (при t > 570°C).

2°. Растворением оксидов и пероксидов щелочных и щелочноземельных металлов в воде:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂¯
Na₂O₂ + 2 H₂O = 2 NaOH + H₂O₂.

Оксиды других металлов с водой не взаимодействуют.

3°. Гидролизом солей, у которых он протекает до конца:

Al₂S₃ + 6 H₂O = 2 Al(OH)₃¯ + 3 H₂S ­.

4°. Смешиванием водных растворов солей, взаимно усиливающих гидролиз:

2 AlCl₃ + 3 Na₂CO₃ + 3 H₂O = 2 Al(OH)₃¯ + 6 NaCl + 3 CO₂­.

5°. Разложением некоторых бинарных соединений металл-неметалл (гидридов, нитридов, фосфидов и др.) водой, например:

Li₃N + 3 H₂O = 3 LiOH + NH₃­
NaH + H₂O = NaOH + H₂­
Ca₃P₂ + 6 H₂O = 3 Ca(OH)₂ + 2 PH₃­
Mg₂Si + 4 H₂O = 2 Mg(OH)₂¯ + SiH₄­.

6°. Электролизом водных растворов хлоридов щелочных и щелочнозе­мельных металлов:

2 NaCl + 2 H₂O 2 NaOH + Cl₂­ + H₂­.

Для получения гидроксидов этим способом необходимо разделить катодное и анодное пространства, иначе будет происходить взаимодействие хлора со щелочью с образованием других продуктов.

7°. Важнейшим способом получения слабых, нерастворимых в воде оснований является осаждение их из растворов солей щелочами или раство­ром аммиака

MgSO₄ + 2 KOH = Mg(OH)₂¯ + K₂SO₄
AlCl₃ + 3 NH₄OH = Al(OH)₃¯ + 3 NH₄Cl.

При осаждении амфотерных гидроксидов щелочами полноту осаждения можно достичь только при смешении строго эквимолярных количеств соли и щелочи. Поэтому для осаждения амфотерных гидроксидов используют раствор аммиака в воде. Аммиаком нельзя осаждать гидроксиды тех метал­лов, которые образуют с ним комплексные катионы.

Гидроксид аммония не может быть получен таким способом, т. к. повы­шение концентрации анионов OH ^– приводит к уменьшению растворимости аммиака в воде и выделению его из раствора в виде газа:

NH₄Cl + NaOH = NH₃­ + H₂O + NaCl.

Этот же способ применим и для получения растворимых в воде основа­ний:

Ca(OH)₂ + Na₂CO₃ « 2 NaOH + CaCO₃¯ (каустизация соды).

Сдвиг равновесия в сторону образования NaOH достигается за счет образования CaCO₃, обладающего меньшей растворимостью, чем Ca(OH)₂.

Для большего смещения равновесия в сторону образования гидроксида щелочного металла используют гидроксид бария и сульфат соответствую­щего щелочного металла:

Ba(OH)₂ + Cs₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2 CsOH.

8°. Окислением катиона, находящегося в низшей степени окисления, до высшей:

4 Fe(OH)₂ ¯ + O₂ + 2 H₂O = 4 Fe(OH)₃ ¯.