Получение кислот

1 . Взаимодействие кислотных оксидов (большинства) с водой:

SO₃ + Н₂О = H₂SO₄;

N₂O₅ + Н₂О = 2HNO₃

2. Взаимодействие солей с кислотами (наиболее распространенный способ).

При помощи этих реакций можно получить более слабую или более летучую кислоту, чем исходная.

Например:

K₂S + 2НСl = 2KCl + H₂S;

Na₂SiO₃ + 2НСl = 2NaCl↓+ H₂SiO₃

3. Взаимодействие некоторых неметаллов с водородом:

Н₂ + I₂ = 2HI;

Н₂ + Сl₂ = 2НСl

Водные растворы таких соединений являются кислотами.

Свойства кислот

Так как при диссоциации любой кислоты в растворе образуются водород-ионы, то все общие свойства кислот (кислый вкус, действие на индикаторы, способность взаимодейст­вия с гидроксидами и др.) обусловлены именно этими ионами, точнее ионами гидроксония (Н⁺ + Н₂О→ H₃O⁺) Но для упрощения в уравнениях химических реакций вместо Н₃О⁺ пишут Н⁺.

Для всех кислот характерны следующие реакции.

1. Все кислоты взаимодействуют с гидроксидами (основаниями):

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2Н₂О;

H₂S + 2KOH ↔ K₂S + 2H₂O

Или в ионной форме:

Н⁺ + ОН‾ = Н₂О;

H₂S + 2ОН‾ ↔ S²‾ +2Н₂О

2. Все кислоты взаимодействуют с основными оксидами:

2HNO₃ + MgO = Mg(NO₃) ₂ + Н₂О

В ионной форме:

2Н⁺ + MgO = Mg²⁺ + Н₂О

3. Разбавление кислоты (кроме азотной и азотистой) реагируют с активными металлами, выделяя водород:

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + Н₂

В ионной форме:

2H⁺ + Zn = Zn²⁺ + H₂

4.Кислоты вступают в реакцию обмена с солями, в результате чего образуется либо нерастворимая соль, либо слабая кислота, либо газ:

НСl + AgNO₃ = ↓ AgCl + HNO₃;

2НСl + Na₂S = ↑ H₂S + 2NaCl

В ионной форме:

Cl‾ + Ag⁺ = AgCl ;

2Н⁺ + S ²‾= H₂S

1.3.3. Гидроксиды. Гидроксиды - это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах обра­зуют только анионы гидроксила. Например:

NaOH ↔ Na⁺ + ОН‾ ;

NH₄OH ↔ NH⁺₄ + OH‾

Количество гидроксид-ионов в молекуле гидроксида определяется степенью окисления металла. Международные названия оснований происходят от слова гидроксид с добавле­нием названия металла в родительном падеже. Если металл проявляет переменную степень окисления и может образовать два или три гидроксида, то при названии гидроксида указы­вается его степень окисления римской цифрой в скобках. Например:

NaOH - гидроксид натрия; Bа (ОН)₂ - гидроксид бария ; Fe (ОН)₂ - гидроксид железа (II); Fe (ОН)з - гидроксид железа (Ш); Sn (ОН)₂ - гидроксид олов (II); Sn (ОН)₄ - гидроксид олов (IV).

Гидроксиды, имеющие в составе молекул по два или более гидроксид-ионов называ­ются многокислотными. Они диссоциируют ступенчато:

Ва (ОН) ₂ ↔ ВаОН⁺ + ОН‾

ВаОН⁺ ↔Ва²⁺ + ОН‾.

Катион, образующийся в результате отщепления от молекулы гидроксида одного или бо­лее гидроксид-ионов, называется основным остатком. Заряд основного остатка определя­ется числом отнятых гидроксид-ионов. Число гидроксид-ионов в составе молекулы гидро­ксида показывает, сколько основных остатков соответствует данному гидроксиду. Так гидроксид бария Ва(ОН)₂ имеет два основных остатка: Ва(ОН)⁺ и Ва²⁺, гидроксид железа (Ш) Fe(OH)₃ - три основных остатка:

Fe(OH)⁺₂, FeOH²⁺, Fe³⁺.

Ступенчатые диссоциации гидроксидов подтверждается наличием основных солей, в состав которых входят основные остатки, содержащие гидроксид-ионы. Каждый основной остаток способен образовать соль с кислотным остатком, т. е. кислотность гидроксида по­казывает, сколько типов солей может образовать данный гидроксид.

Основные остатки называются по названию металла с добавлением слова – ион. Напри­мер: Na⁺ – натрий-ион, Ва²⁺ – барий-ион. Если металл проявляет переменную степень окисления, то величина заряда его иона указывается римской цифрой в скобках. Например: Fe²⁺ – железо (П)-ион; Fe³⁺ – железо (Ш)-ион и т. д.

В случае сложных катионов к названию металла добавляются приставки гидроксо-, ди-гидроксо-, тригидроксо-, характеризующие в основном остатке наличие одного, двух или трех гидроксид-ионов. Например:

ВаОН⁺ – гидроксобарий-ион;

FeOH²⁺ – гидроксожелезо (Ш)-ион;

Fe(OH)⁺₂ – гидроксожелезо (Ш)-ион.

Получение гидроксидов

В основу классификации гидроксидов положена их растворимость в воде. Гидроксиды, растворимые в воде, называются щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочноземель­ных металлов: LiOH, NaOH, КОН, Са(ОН)_2, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)_2. В промышленности гидроксиды щелочных металлов получают электролизом расплавом солей этих металлов, а в лабораторных условиях - взаимодействием этих металлов или их оксидов с водой. На­пример:

2Na + 2Н₂О = 2NaOH + Н₂;

Na₂O + Н₂О = 2NaOH

Или в ионной форме:

2Na + 2Н₂О = 2 Na⁺ + 2ОН ‾+ Н₂;

Na₂O + Н₂О = 2Na⁺ + 2ОН ‾

Щелочи в растворах почти полностью диссоциируют на ионы. Они относятся к силь­ным электролитам и в ионных уравнениях записываются в виде ионов.

Большинство гидроксидов в воде практически не растворимы. Их получают действием щелочей на водные растворы соответствующих солей. Например:

CuSO₄ + 2NaOH = ↓ Сu (ОН)₂ + Na₂SO₄;

FeCl₃ + 3NaOH = ↓ Fe (ОН)₃ + 3NaCl

Или в ионной форме:

Cu²⁺ + 2OH‾ = Cu (OH)₂;

Fe³⁺ + 3OH‾ = Fe (OH)₃

Нерастворимые гидроксиды , а также гидроксид аммония NH₄OH в растворах диссо­циируют лишь в незначительной степени. Они относятся к слабым электролитам и в ион­ных уравнениях записываются в виде молекул.

Свойства гидроксидов

Общие свойства класса гидроксидов (действие на индикаторы, взаимодействие с ки­слотами, солями, оксидами) обусловлены наличием в их растворах гидроксид-ионов. Наи­более характерными для гидроксидов являются следующие реакции:

1. Гидроксиды (растворимые и нерастворимые основания) реагируют с кислотами.

2КОН + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2Н₂О;

Сu(ОН) ₂ + 2НСl = СuСl₂ + 2Н₂О

Или в ионной форме:

ОН ‾+ Н⁺ = Н₂О;

Сu(ОН) ₂ + 2Н⁺ = Сu²⁺ + 2Н₂О

2. Щелочи реагируют с кислотными оксидами:

2NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + Н₂О;

Са(ОН) ₂ + СО₂ = ↓СаСОз + Н₂О

Или в ионной форме:

2ОН‾ + SiO₂ = SiO^2‾₃ + H₂O;

Ca²⁺+ 2OH‾ + CO₂ = СаСО₃ + H₂O

3. Щелочи реагируют с растворами солей металлов, образуя нерастворимые гидроксиды:

Mg(NO₃)₂ + 2NaOH = ↓Mg(OH)₂ + 2NaNO₃;

Аl₂ (SO₄)₃ + 6КОН = 2Al(OH)₃ ↓ + 3K₂SO₄

Или в ионной форме:

Mg²⁺ + 2OH ‾ = Mg(OH)₂;

Аl³⁺+ ЗОH‾ = Аl (ОН)₃

1.3.4. Соли. Соли - это электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.

Названия солей образуется из названия кислотных остатков (в именительном падеже) и названия основного остатка (в родительном). Например: NaCl – хлорид натрия, MgSO₄ –сульфат магния, Fe (NO₃)₃ – нитрат железа (III), KHSO₄ – гидросульфат калия, FeOHCl –хлорид гидроксожелеза (П), NaH₂PO₄ – дигидроортофосфат натрия.

Получение солей

Важнейшие способы получения солей рассмотрены при изложении основных химиче­ских свойств оксидов, кислот и гидроксидов. Отметим ряд других методов.

1. Взаимодействие между двумя солями. Реакции этого типа протекают до конца, если один из продуктов выпадает в осадок:

ВаСl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ ↓ + 2КСl;

AgNO₃ + KCl = AgCl ↓ + KNO₃

2. Взаимодействие металла с неметаллом. Таким путем получают соли бескислород­-ных кислот:

2Fe + ЗСl_{2 =}^t° 2FeCl₃;

Zn + S ₌^t° ZnS

3. Термическое разложение солей:

2КСlO₃ = 2КСl + 3O₂;

4Na₂SO₃ = Na₂S + 3Na₂SO₄

Типы солей

В зависимости от состава различают средние (нормальные) (КСl, MgSO₄), кислые (КНСО₃, NaHS), основные (FeOHCl₂, MgOHNO₃) соли.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия гидроксида и кислоты (реакция нейтрализации). Например:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂О

В данной реакции участвует одинаковое количество гидроксид-ионов и водород-ионов (2ОН‾ и 2Н⁺). Получается средняя соль Na₂SO₄ – сульфат натрия. Если гидроксида взять меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты (т. е. водород–ионов), то получается кислая соль NaHSO₄ - гидросульфат натрия:

NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + Н₂О

Таким образом, кислые соли – продукты неполного замещения водорода кислоты на катионы металла. Они образуются только двух- и многоосновными кислотам (у этих ки­слот по два и более кислотных остатка). Так, например, ортофосфорная кислота может дать одну среднюю соль и две кислые соли (в зависимости от количества взятого гидро­ксида):

3NaOH + Н₃РО₄ = Na₃PO₄ + ЗН₂О;

^{ортофосфат натрия}

2NaOH + Н₃РO₄ = Na₂HPO₄ + 2Н₂О;

^{гидроортофосфат натрия}

NaOH + Н₃РО₄ = NaH₂PO₄ + Н₂О

^{дигидроортофосфат натрия}

Или в ионной форме:

ЗОН ‾+ Н₃РО₄ = РО₃³‾ + ЗН₂О;

2ОН‾ + Н₃РО₄ = НРО₄^2‾ + 2Н₂О;

ОН‾ + Н₃РО₄ = Н₂РО‾₄ + Н₂О

Одноосновные кислоты, которым соответствует только один кислотный остаток, не об­разуют кислых солей.

Кислые соли можно перевести в средние, добавляя в их растворы соответствующие гидроксиды:

NaH₂PO₄ + 2NaOH = Na₃PO₄ + 2Н₂О

Или в ионной форме:

Н₂РО‾₄ + 2ОН‾ = РО³‾₄ + 2Н₂О

Основные соли содержат в своем составе гидроксид–ионы исходного основания, не замещенные на кислотные остатки. Они образуются при взаимодействии кислоты с избыт­ком гидроксида (основания). Например:

Mg(OH)₂ + HCl ↔ MgOHCI + Н₂О;

^{хлорид гидроксомагния}

2Сu(OH)₂ + H₂SO₄ ↔ (CuOH)₂S0₄ + 2H₂O

^{сульфатгидроксомеди (II)}

Или в ионной форме:

Mg(OH)₂ + H⁺ ↔ MgOH⁺ + H ₂O;

Cu(OH)₂ + Н⁺ ↔ СuОН⁺ + Н₂О

Основные соли образуются только многокислотными гидроксидами. Так, например, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ при взаимодействии с кислотой может образовывать одну сред­нюю и две основные соли:

Fe(OH)₃ + ЗНСl → FeCl₃ + ЗН₂О; ^{хлорид железа (III)}

Fe(OH)₃ + 2HCl → FeOHCl₂ + H₂O;

^{хлорид гидроксожелеза (Ш)}

Fe(OH)₃ + HCl → Fe (OH)₂Cl + H₂O;

^{хлорид дигидроксожелеза (Ш)}

Или в ионной форме:

Fe(OH)₃ + ЗН⁺ ↔ Fe³⁺ + ЗН₂О;

Fe(OH)₃ + 2Н⁺ ↔ FeOH²⁺ + 2Н₂О;

Fe(OH)₃ + H⁺ ↔ Fe(OH)⁺₂ + H₂O

Однокислотные гидроксиды (NaOH, КОН) не образуют основных солей, так как этим гидроксидам соответствует только один основный остаток.

Перевод основных солей в средние осуществляют добавлением соответствующих ки­слот. Например:

MgOHCl + HCl ↔ MgCl₂+ Н₂О;

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ ↔ 2CuSO₄ + 2H₂O

Или в ионной форме:

MgOH⁺ + H⁺ ↔ Mg²⁺ + H₂O;

CuOH⁺ + H⁺ ↔ Cu²⁺ + H₂O

Диссоциация солей

Все соли, за небольшим исключением HgCl₂, CdCl₂, относятся к сильным электроли­там и в водных растворах полностью диссоциируются на катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.

Диссоциация средних солей протекает полностью в одну стадию:

FeCl₃ ↔ Fe³⁺ + 3Cl‾;

Na₂S ↔ 2Na⁺ + S^2‾

Al₂(SO₄) ₃ ↔ 2Al³⁺ + 3SO²‾₄

Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато:

Al (HSO₄)₃ ↔ Аl³⁺ + 3HSO‾₄ (1 ступень);

HSO‾₄ ↔ H⁺ + SO²‾₄ (2 ступень);

NaH₂PO₄ ↔ H⁺ + Н₂РО‾₄ (1 ступень);

Н₂РО‾₄ ↔ H⁺ + НРО²‾₄ (2 ступень);

НРО²‾₄ ↔ H⁺ + PO^{3 ‾}₄ (3 ступень)

Однако степень диссоциации на второй и третьей ступенях очень мала. Поэтому рас­твор кислой соли содержит лишь незначительное количество водород–ионов.

Основные соли - диссоциируют также ступенчато. Например:

(CuOH)₂SO₄↔ 2CuOH⁺ + SO²‾₄ (1 ступень);

CuOH⁺ ↔ Cu²⁺ + OH‾ (2 ступень);

Fe(OH)₂Cl ↔ Fе (ОН)⁺₂ + Сl‾ (1 ступень);

Fe(OH)⁺₂ ↔ FeOH²⁺ + OH‾ (2 ступень);

Fe(OH) ²⁺ ↔ Fe³⁺ + OH‾ (3 ступень)

Однако диссоциация на второй и третьей ступенях настолько мала, что гидроксид-ионов в растворах основных солей практически нет.