Хімічні властивості кислот

Кислоти у водних розчинах мають деякі загальні властивості, обумовлені наявністю Н⁺: їх розчини кислі на смак, однаково змінюють колір індикаторів, можуть вступати в реакції іонної обмінної взаємодії, реакції взаємодії з металами, реакції розкладу.

Реакції іонної обмінної взаємодії кислоти з:

• основою з утворенням солі і води згідно схеми МеОН+НА  МеА+Н₂О:

NaOH+HCl  NaCl+H₂O;

у випадку багатокислотних основ в залежності від кількості кислоти можуть утворюватися основні чи середні солі:

Fe(OH)₃+HCl  Fe(OH)₂Cl+H₂O;

Fe(OH)₃+2HCl  Fe(OH)Cl₂+2H₂O;

Fe(OH)₃+3HCl  FeCl₃+3H₂O;

у випадку багатоосновних кислот в залежності від кількості основи можуть утворюватися кислі чи середні солі:

NaOH+H₃PO₄  NaH₂PO₄+H₂O;

2NaOH+H₃PO₄  Na₂HPO₄+2H₂O;

3NaOH+H₃PO₄  Na₃PO₄+3H₂O;

• оксидом металу з утворенням солі та води згідно схеми МеО+НА  МеА+Н₂О:

Na₂O+2HNO₃  2NaNO₃+2H₂O K₂O+H₂SO₄  K₂SO₄+H₂O

СaO+2HNO₃  Ca(NO₃)₂+2H₂O ZnO+H₂SO₄  ZnSO₄+H₂O

Al₂O₃+6HNO₃  2Al((NO₃)₃+3H₂O Fe₂O₃+3H₂SO₄  Fe₂(SO₄)₃+3H₂O

• сіллю з утворенням іншої солі та кислоти згідно схеми МеА+НА  МеА+НА; такі реакції можуть проходити тільки у випадку, коли один з продуктів реакції або нерозчинний у воді або газоподібний або слабо дисоціює, наприклад:

а) утворення осаду: AgNO₃+HCl  AgCl+HNO₃

BaCl₂+H₂SO₄  BaSO₄+2HCl

Na₂SiO₃+HCl NaCl+H₂SiO₃

б) утворення леткої кислоти: 2NaCl_сух.+H₂SO_4конц.  Na₂SO₄+2HCl

2NaNO_3сух.+H₂SO_4конц.  Na₂SO₄+2HNO₃

FeS+2HCl  FeCl₂ +H₂S

в) утворення малодисоційованої сполуки (слабої (в т.ч. нестійкої) кислоти):

Ca₃(PO₄)₂+ H₂SO₄  2H₃PO₄+3CaSO₄

СaCO₃+2HCl  CaCl₂+H₂CO₃ (H₂CO₃  H₂O+CO₂)

У випадку, коли багатоосновна кислота діє на яку-небудь сіль цієї ж кислоти, утворюються кислі солі, наприклад:

Ca₃(PO₄)₂+H₃PO₄  3СaHPO₄

Ca₃(PO₄)₂+4H₃PO₄  3Сa(H₂PO₄)₂

Na₂S+H₂S  NaHS

Na₂CO₃+H₂CO₃  2NaHCO₃

Реакції взаємодії кислот з металами є окисно-відновними, причому відновником виступає метал, а окисником – кислота.

• Кислоти – слабі окисники – вступають в реакцію згідно схеми Ме+НА  МеА +Н₂ (тобто відбувається реакція заміщення Н металом, в результаті якої утворюється сіль і виділяється водень), причому в реакцію згідно приведеної схеми вступають не всі метали, а тільки ті, які стоять в ряду стандартних електродних потенціалів ліворуч від Н (отже, Cu, Hg, Ag, Au, Pt – не витісняють Н), наприклад:

Zn+2HCl  ZnCl₂+H₂ але Cu+HCl  (реакція не відбувається)

Zn+H₂SO_4(розв.) ZnSO₄+H₂

• Кислоти – сильні окисники – вступають у взаємодію з металами, причому в результаті такої взаємодії утворюється: 1) сіль відповідної кислоти; 2) продукт відновлення кислоти; 3) вода. Наприклад, сильним окисником є концентрована сірчана кислота, а також і концентрована, і розведена азотна кислота.

Взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з металами відбувається згідно схеми:

+ Н₂ О_{4 (конц.)}  О₄ + О₂ ( , Н₂ ) + Н₂О.

Отже, концентрована сірчана кислота окислює металами, утворюючи сульфат відповідного металу, продукт свого відновлення – SO₂, S чи H₂S (в залежності від відновлювальної здатності металу) та воду.

Відповідний баланс електронів:

; ;

2Fe + 6H₂SO_{4 (конц.)}  Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

4Zn + 5H₂SO_{4 (конц.)}  4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Взаємодія і розведеної, і концентрованої азотної кислоти з металами відбувається згідно схеми:

+ Н О₃  О₃ + О₂ ( О, ₂O, Н₄ О₃) + Н₂О.

Отже, азотна кислота взаємодіє з металами, утворюючи нітрат відповідного металу, продукт свого відновлення – NO₂, NO, N₂ чи NH₃ (який в присутності НNO₃ одразу утворює NH₄NO₃) (в залежності від відновлювальної здатності металу) та воду.

Відповідний баланс електронів:

; ; ;

Із електронних балансів видно, що у всіх випадках окисником виступає кислота, а в процесі реакції вона відновлюється, відповідно метал є відновником і в процесі реакції він окислюється.

3Cu + 8HNO_{3 (розв.)}  3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

4Zn + 10HNO_{3 (розб.)}  4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Реакції розкладу: Оскільки кисневі кислоти є продуктами приєднання води до відповідних кислотних оксидів, то при створенні відповідних умов (зокрема, температури) можливі обернені реакції розкладу: під час нагрівання кисневі кислоти розкладаються на кислотний оксид та воду: H₂SO₄ H₂ О+SO₃

4HNO₃ 2H₂O+4NO₂+O₂

Окремі кислоти (Н₂СО₃, Н₂SО₃) є нестійкими, вони легко розкладаються в момент утворення, і тому можуть існувати тільки у водних розчинах..

Порівняння окисно-відновних властивостей кислот в періодах та групах:

Окисні властивості кисневмісних кислот неметалів в вищих ступенях окиснення різноманітні.

Азотна кислота – і концентрована, і розведена, – сильний окисник, що здатний окислювати практично всі метали (золото і платину розчиняє тільки суміш концентрованих азотної та соляної кислот – “царська водка”), механізм взаємодії був розглянутий вище. Деякі метали – Al, Cr, Fe– при контакті з концентрованою кислотою покриваються плівкою нерозчинних оксидів (пасивуються), тому далі не розчиняються.

Окрім металів, азотна кислота здатна окислювати і неметали згідно схеми

+ Н О₃  О_n + О₂ ( О) + Н₂О;

утворений оксид неметалу ( О_n) може сполучатися з частиною води і утворювати відповідну кислоту.

S + 6HNO_3(конц.)  H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

S + 2HNO_3(розв.)  H₂SO₄ + 2NO

Азотна кислота здатна окислювати і інші сполуки, що мають відновні властивості, наприклад ті, що містять , та .

Ортофосфатна кислота H₃PO₄ (Р розташований під N в V групі періодичної системи) не використовується в якості окисника, хоча може виступати таким, що використовується при одержанні фосфору:

2Ca₃(PO₄)₂+10C+6SiO₂  6CaSiO₃+10CO+P₄

Таким чином, в групах окислювальна здатність елементів послаблюється зверху вниз.

Розташована одному періоді з ортофосфорною сульфатна кислота – концентрована сульфатна кислота – досить сильний окисник (окислює всі метали, окрім благородних, багато неметалів і інші відновники):

Cu+2H₂SO₄  CuSO₄+SO₂+2H₂O

C+2H₂SO₄  CO₂+2SO₂+2H₂O

2Р + 5H₂SO_4(конц.)  2Н₃РО₄ + 5SO₂+ 2H₂O

S + 2H₂SO_4(конц.)  3SO₂ + 2H₂O

8KI+5H₂SO₄  4I₂+H₂S+4K₂SO₄+4H₂O

Хлорна кислота – сильний окисник, здатна взаємодіяти з оксидом сульфуру(ІУ) і вуглецем:

HClO₄+4SO₂+4H₂O  4H₂SO₄+HCl

HClO₄+2C  2CO₂+HCl

Таким чином, хоча в цілому порівняння властивостей Н₃РО₄, H₂SO₄ і HClO₄ затруднене в зв’язку з різними умовами їх існування (концентрації в водних розчинах, стійкості при нагріванні та інших факторів), однак спостерігається тенденція посилення окисних властивостей у елементів одного й того ж періоду зліва направо.

Зручно порівнювати кислотні та окисні властивості кислот одного елементу, який знаходиться в різних ступенях окиснення:

H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄

Посилення кислотних властивостей із зростанням ступеня окиснення елементу пояснюється тим, що із зростанням позитивного заряду елементу зміцнюється його зв’язок з негативно зарядженим Оксигеном, що призводить до послаблення хімічного звязку О з Н.

Сполуки неметалів в проміжних ступенях окиснення можуть виступати і в якості відновників при взаємодії з енергійними окисниками:

2H₂SO₃+O₂  2H₂SO₄ 2HNO₂+O₂  2HNO₃

5HNO₂+2KMnO₄+3H₂SO₄  2MnSO₄+5HNO₃+K₂SO₄+3H₂O

і в якості окисників:

H₂SO₃+2H₂S  3S+3H₂O 2HNO₂+2HI  I₂+2NO+2H₂O

Сполуки неметалів в найнижчих ступенях окиснення виступають тільки в якості відновників при взаємодії окисниками:

16HCl+2KMnO₄  2KCl+2MnCl₂+5Cl₂+8H₂O

В ряду HF–HCl–HBr–HI зростає сила кислот та їх відновна здатність:

H₂SO_4(конц.)+2HCl 

H₂SO_4(конц.)+2HBr  SO₂+Br₂+2H₂O

H₂SO_4(конц.)+8HI  H₂S+4I₂+4H₂O