3. Физические свойства и графические формулы кислот. Физические свойства.

Кислоты бывают газообразные, жидкие и твердые. Некоторые имеют запах и цвет. Кислоты отличаются различной растворимостью в воде.

Графические формулы.

Показывают порядок связей и их количество (по валентности).

В большинстве неорганических кислородосодержащих кислотах атомы кислотообразующего (центрального) элемента связаны с атомами водорода через кислород, а с оставшимися атомами кислорода связаны двойной связью

H2SO4	H – O O \ // S ∕ \\ H – O O
H2CO3	H – O \ S = O ∕ H – O

В неорганических бескислородных кислотах атомы кислотообразующего (центрального) элемента непосредственно связаны с атомами водорода одинарными (одновалентными) связями.

HCl	H−Cl
H2S	H−S | H

В органических кислотах атома углерода кислотной (карбоксильной) группы связаны одинарной (одновалентной) связью с атомом углерода углеводородного радикал. Как исключение: с атомом водорода – в муравьиной кислоте или с другим атомом углерода другой карбоксильной группы – в щавелевой кислоте.

HCOOH муравьиная кислота	O // H−C \ O–H
CH3COOH уксусная кислота	H O | // H−C–C | \ H O–H
HOOC–COOH щавелевая кислота	O O \\ // C–C / \ H−O O–H

4. Общие способы получение неорганических кислот.

1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

H₂ + Cl₂ → 2HCl,

H₂ + S ↔ H₂S.

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при непосредственном соединении кислотных оксидов с водой:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄,

CO₂ + H₂O → H₂CO₃,

P₂O₅ + H₂O → 2HPO₃.

Оксид кремния (IV) SiO₂ с водой не реагирует!

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить при действии сильных кислот на соли более слабых и летучих кислот, если выпадает осадок или выделяется газ:

BaBr₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓+ 2HBr,

CuSO₄ + H₂S → H₂SO₄ + CuS↓,

Na₂SiO₃ + 2HCl → H₂SiO₃↓ + 2NaCl

CaCO₃↓ + 2HBr → CaBr₂ + CO₂↑ + H₂O.

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

H₂O₂ + SO₂ → H₂SO₄,

3P + 5HNO₃(разб.) + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO↑.

5. Общие химические свойства неорганических кислот

Многие кислоты являются достаточно химически агрессивными и опасными веществами. Если кислота попала на кожу необходимо промыть это место большим количеством воды, а затем нейтрализовать раствором пищевой соды.

Кислотные свойства зависят от кислотообразуеющего элемента (его местоположения в Периодической таблице, степени его окисления в кислоте):

а) если у элемента есть несколько степеней окисления, то окислительные свойства кислородосодержащих кислот данного элемента увеличиваются с возрастанием его степени окисления:

H₂S⁺⁴O₃ → H₂S⁺⁶O₄;

б) сила кислородосодержащих кислот закономерно увеличивается с увеличением химической активности кислотообразуеющего элемента в периодах − слева направо, а в группах – снизу вверх:

H₂Si⁺⁴O₃ → H₃P⁺⁵O₄ → H₂S⁺⁶O₄ → HCl⁺⁷O₄

H₂Te⁺⁶O₄ → H₂Se⁺⁶O₄ → H₂S⁺⁶O₄

в) сила бескислородных кислот закономерно увеличивается с уменьшением химической активности кислотообразуеющего элемента в группах – снизу вверх, а в периодах, наоборот, − увеличивается с увеличением химической активности кислотообразуеющего элемента – слева направо:

HF → HCl → HBr → HI

(F ← Cl ← Br ← I)

H₂S → HCl

Общие свойства кислот объясняются наличием в их растворах катионов H⁺, которые образуются в результате электролитической диссоциации молекул кислот:

H_xAc ↔ xH⁺ + Ac^x-

1. Кислоты диссоциируют.

HClO₄ ↔ H⁺ + ClO₄^–).

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (в основном по первой):

H₂SO₃ ↔ H⁺ + НSO₃⁻ (1 ступень),

HSO₃⁻↔H⁺ + SO₃^2– (2 ступень).

Водные растворы кислот изменяют окраску индикаторов, что издавна используется для качественного обнаружения кислот в растворах:

индикатор + Н⁺ (кислота) ↔ окрашенное соединение.

Индикаторы – это вещества сложного строения, которые ускоряют химическую реакцию, но сами при этом не расходуются.

Индикатор	Цвет индикатора в среде
	Щелочной (pH > 7)	Нейтральной (pH = 7)	Кислой (pH < 7)
Универсальная индикаторная бумага	Синий	Желтый	Красный
Лакмус	Синий	Фиолетовый	Красный
Фенолфталеин	Малиновый	Бесцветный	Бесцветный
Метиловый оранжевый	Желтый	Оранжевый	Розовый

2. Взаимодействуют с растворимыми и нерастворимыми основными (основаниями) и амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды – реакция нейтрализации. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH:

HCl + NaOH → NaCl + HOH

H₂SO₄ + Cu(OH)₂↓→ CuSO₄ + 2HOH

3HCl + Al(OH)₃↓ → AlCl₃ + 3HOH

H₂SiO₃↓ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + 2H₂O

3. Взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

2HNO₃ + CaO → Ca(NO₃)₂ + H₂O,

2HCl + ZnO → ZnCl₂ + H₂O.

4. Способность взаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с образованием соли и выделением водорода:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑,

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑.

Ряд активности металлов (Электрохимический ряд напряжения металлов).

Металлы, которые вытесняют водород из кислот	Металлы, которые не вытесняют водород из кислот
K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) самые активные металлы	Cu Hg Ag Pt Au самые неактивные металлы

Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

**Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой (как концентрированной, так и разбавленной) водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель – азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N⁺⁵, а не H⁺, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа. Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты (разбавленная же серная кислота ведёт себя как и большинство кислот), в молекуле которой сера S⁺⁶ также выступает в роли главного окислителя. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например:

Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

3Cu + 8HNO₃(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

8K + 5H₂SO₄(конц.) → 4K₂SO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

3Zn + 4H₂SO₄(конц.) → 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует на холоде с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой. Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же пассивируются (покрываются продуктами окисления). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.

Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.

5. Со средними, кислыми и основными солями более слабых и летучих кислот, если образуется малорастворимая соль или летучее вещество:

H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2HCl,

2HCl + CaCO₃↓ → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑,

2KHCO₃ + H₂SO₄ → K₂SO₄ +2SO₂↑ + 2H₂O,

[Cu(OH)]₂CO₃ + 4HBr = 2CuBr₂ + CO₂↑ + 3H₂O.

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем легкость диссоциации по каждой из ступеней падает, поэтому для многоосновных кислот вместо средних солей часто образуются кислые (в случае избытка реагирующей кислоты):

Na₂S + H₃PO₄ → Na₂HPO₄ + H₂S↑,

NaOH + H₃PO₄ → NaH₂PO₄ + H₂O.

6. При нагревании кислородсодержащие кислоты разлагаются на кислотный оксид (ангидрид соответствующей кислоты) и воду (лучше в присутствии водоотнимающего P₂O₅):

H₂SO₄ → H₂O + SO₃,

H₂SiO₃ → H₂O + SiO₂

Кислоты-окислители разлагаются сложнее (при нагревании):

4НNO₃ → 4NO₂↑ + 2H₂O + O₂↑.

Некоторые кислородосодержащие кислоты разлагаются и без нагревания при недолгом хранении или в химических реакциях при их получении – это нестабильные кислоты, например, H₂CO₃, H₂SO₃:

H₂CO₃ ↔ H₂O + CO₂↑,

H₂SO₃ ↔ H₂O + SO₂↑.

1. Некоторые кислоты реагируют с некоторыми органическими соединениями.

Например, со спиртами − с образованием сложного эфира, или с углеводородами − с образованием производных этих углеводородов:

C₂H₅OH + HNO₃ → C₂H₅NO₂ + H₂O,

этиловый спирт этиловый эфир азотной кислоты

C₂H₆ + HNO₃ → C₂H₅NO₂ + H₂O.

этан нитроэтан

2. Некоторые кислоты взаимодействуют в окислительно-восстановительных реакциях с некоторыми неметаллами (при нагревании):

3P + 5HNO₃(разб.) + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO↑,

C + 4HN0₃(конц.) → CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂O,

H₂S⁻² + Br₂⁰ = S⁰↓ + 2HBr⁻,

2KMn⁺⁷O₄+ 16HCl⁻ = 5Cl₂⁰ + 2KCl⁻ + 2Mn⁺²Cl₂⁻ +8H₂O.

3. Некоторые кислоты вступают в специфические реакции по окислительно-восстановительной механизму (при нагревании).

Например:

2HCl → H₂ + Cl₂,

H₂S⁻² + 2S⁺⁴O₂ → 3S⁰↓ + 2H₂O,

H₂S⁺⁴O₃ + 2H₂S⁻² → 3S0↓ +3H₂O.