Кислоты состоят из. Неорганические кислоты. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

12.4. Сила кислот и оснований

Направление смещения кислотно-основного равновесия определятся следующим правилом:
Кислотно-основные равновесия смещены в сторону более слабой кислоты и более слабого основания.

Кислота тем сильнее, чем легче она отдает протон, а основание тем сильнее, чем легче оно принимает протон и прочнее его удерживает. Молекула (или ион) слабой кислоты не склонна отдавать протон, а молекула (или ион) слабого основания не склонна его принимать, этим и объясняется смещение равновесия в их сторону. Силу кислот, а также силу оснований можно сравнивать только в одном и том же растворителе
Так как кислоты могут реагировать с разными основаниями, то соответствующие равновесия будут смещены в ту или иную сторону в разной степени. Поэтому для сравнения силы разных кислот определяют, насколько легко эти кислоты отдают протоны молекулам растворителя. Аналогично определяется и сила оснований.

Вы уже знаете, что молекула воды (растворителя) может и принимать, и отдавать протон, то есть проявляет и свойства кислоты, и свойства основания. Поэтому и кислоты, и основания можно сравнивать между собой по силе в водных растворах. В одном и том же растворителе сила кислоты в значительной степени зависит от энергии рвущейся связи А-Н, а сила основания – от энергии образующейся связи В-Н.
Для количественной характеристики силы кислоты в водных растворах можно использовать константу кислотно-основного равновесия обратимой реакции данной кислоты с водой:
HА + Н 2 О А + H 3 O .

Для характеристики силы кислоты в разбавленных растворах, в которых концентрация воды практически постоянна, пользуются константой кислотности :

где K к (HA) = K c ·.

Совершенно аналогично для количественной характеристики силы основания можно использовать константу кислотно-основного равновесия обратимой реакции данного основания с водой:

А + Н 2 О НА + ОН ,

а в разбавленных растворах – константу основности

, где K о (HA) = K c ·.

Практически для оценки силы основания используют константу кислотности кислоты, получающейся из данного основания (так называемой " сопряженной " кислоты), так как эти константы связаны простым соотношением

К о (А ) = К (Н 2 О)/К к (НА).

Иными словами, основание тем сильнее, чем слабее сопряженная кислота. И наоборот, кислота тем сильнее, чем слабее сопряженное основание .

Константы кислотности и основности, как правило, определяются экспериментально. Значения констант кислотности различных кислот приведены в приложении 13, а значения констант основности оснований – в приложении 14.
Для оценки того, какая часть молекул кислоты или основания в состоянии равновесия подверглась реакции с водой, используется величина, аналогичная (и однородная) мольной доле и называемая степенью протолиза (). Для кислоты НА

Здесь величина с индексом " пр" (в числителе) характеризует прореагировавшую часть молекул кислоты НА, а величина с индексом " исх" (в знаменателе) – исходную порцию кислоты.
В соответствии с уравнением реакции

n пр (HA) = n (H 3 O ) = n (A ) c пр (HA) = c (H 3 O ) = c (A );
= = a · с исх (НА);
= (1 – a) · с исх (НА).

Подставив эти выражения в уравнение константы кислотности, получим

Таким образом, зная константу кислотности и общую концентрацию кислоты, можно определить степень протолиза этой кислоты в данном растворе. Аналогично через степень протолиза можно выразить и константу основности основания, поэтому в общем виде

Это уравнение представляет собой математическое выражение закона разбавления Оствальда . Если растворы разбавленные, то есть исходная концентрация не превышает 0,01 моль/л, то можно использовать приближенное соотношение

K = 2 ·c исх.

Для грубой оценки степени протолиза это уравнение можно использовать и при концентрациях до 0,1 моль/л.
Кислотно-основные реакции – процессы обратимые, но не всегда. Рассмотрим поведение в воде молекул хлороводорода и фтороводорода:

Молекула хлороводорода отдает протон молекуле воды и превращается в хлорид-ион. Следовательно, в воде хлороводород проявляет свойства кислоты, а сама вода – свойства основания . Тоже происходит и с молекулой фтороводорода, и, следовательно, фтороводород тоже проявляет свойства кислоты. Поэтому водный раствор хлороводорода называют хлороводородной (или соляной) кислотой, а водный раствор фтороводорода – фтороводородной (или плавиковой) кислотой. Но между этими кислотами есть существенное различие: соляная кислота реагирует с избытком воды необратимо (полностью), а плавиковая – обратимо и незначительно. Следовательно, молекула хлороводорода легко отдает протон молекуле воды, а молекула фтороводорода делает это с трудом. Поэтому соляная кислота относится к сильным кислотам , а плавиковая – к слабым.

Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 , HNO 3 и некоторые другие.
Теперь обратим внимание на правые части уравнений реакций с водой хлороводорода и фтороводорода. Фторид-ион может принимать протон (отрывая его у иона оксония) и превращаться в молекулу фтороводорода, а хлорид-ион не может. Следовательно, фторид-ион проявляет свойства основания, а хлорид-ион таких свойств не проявляет (но только в разбавленных растворах).
Как и кислоты, существуют сильные и слабые основания .

К сильным веществам-основаниям относятся все хорошо растворимые ионные гидроксиды (их называют еще " щелочами " ), так как при их растворении в воде гидроксид-ионы полностью переходят в раствор.

К слабым основаниям относится NH 3 (К О = 1,74· 10 –5) и некоторые другие вещества. К ним же относятся и практически нерастворимые гидроксиды элементов, образующих металлы, (" гидроксиды металлов") потому, что при взаимодействии этих веществ с водой в раствор переходит лишь ничтожное количество гидроксид-ионов.
Слабые основания-частицы (их еще называют " анионные основания" ): F , NO 2 , SO 3 2 , S 2 , CO 3 2 , PO 4 3 и другие анионы, образующиеся из слабых кислот.
Не обладают основными свойствами анионы Cl , Br , I , HSO 4 , NO 3 и другие анионы, образующиеся из сильных кислот
Не обладают кислотными свойствами катионы Li , Na , K , Ca 2 , Ba 2 и другие катионы, входящие в состав сильных оснований.

Кроме частиц-кислот и частиц-оснований, существуют еще частицы, проявляющие и кислотные, и основные свойства. Такие свойства молекулы воды вам уже известны. Кроме воды, это гидросульфит-ион, гидросульфид-ион и другие аналогичные ионы. Например, HSO 3 проявляет как свойства кислоты
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O , так и свойства основания
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH .

Подобные частицы называются амфолитами .

Большинство частиц-амфолитов представляют собой молекулы слабых кислот, потерявшие часть протонов (HS , HSO 3 , HCO 3 , H 2 PO 4 , HPO 4 2 и некоторые другие). Анион HSO 4 не проявляет основных свойств и является довольно сильной кислотой (К К = 1,12 . 10 –2), а потому к амфолитам не относится. Соли, в состав которых входят такие анионы, называются кислыми солями .

Примеры кислых солей и их названий:

Как вы уже, наверное, заметили, у кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакций есть много общего. Проследить общие черты и найти отличия этих типов реакций вам поможет схема, изображенная на рисунке 12.3.

СИЛА КИСЛОТЫ, СИЛА ОСНОВАНИЯ, КОНСТАНТА КИСЛОТНОСТИ, КОНСТАНТА ОСНОВНОСТИ, СОПРЯЖЕННАЯ КИСЛОТА, СОПРЯЖЕННОЕ ОСНОВАНИЕ, СТЕПЕНЬ ПРОТОЛИЗА, ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА, СИЛЬНАЯ КИСЛОТА, СЛАБАЯ КИСЛОТА, СИЛЬНОЕ ОСНОВАНИЕ, СЛАБОЕ ОСНОВАНИЕ, ЩЕЛОЧЬ, АНИОННОЕ ОСНОВАНИЕ, АМФОЛИТЫ, КИСЛЫЕ СОЛИ
1.Какая из кислот в большей степени склонна отдавать протон в водном растворе а) азотная или азотистая, б) серная или сернистая, в) серная или соляная, г) сероводородная или сернистая? Составьте уравнения реакций. В случае обратимых реакций запишите выражение для констант кислотности.
2.Сравните энергию атомизации молекул HF и HCl. Согласуются ли эти данные с силой плавиковой и соляной кислот?
3.Какая частица является более сильной кислотой: а) молекула угольной кислоты или гидрокарбонат-ион, б) молекула фосфорной кислоты, дигидрофосфат-ион или гидрофосфат-ион, в) молекула сероводорода или гидросульфид-ион?
4.Почему в приложении 13 вы не найдете константы кислотности серной, соляной, азотной и некоторых других кислот?
5.Докажите справедливость соотношения, связывающего константу основности и константу кислотности сопряженных кислоты и основания.
6.Запишите уравнения реакций с водой а) бромоводорода и азотистой кислоты, б) серной и сернистой кислот, в) азотной кислоты и сероводорода. В чем отличия этих процессов?
7.Для следующих амфолитов: HS , HSO 3 , HCO 3 , H 2 PO 4 , HPO 4 2 , H 2 O – составьте уравнения реакций этих частиц с водой, запишите выражения для констант кислотности и основности, выпишите значения этих констант из приложений 13 и 14. Определите, какие свойства, кислотные или основные преобладают у этих частиц?
8.Какие процессы могут происходить при растворении в воде фосфорной кислоты?
Сравнение реакционной способности сильных и слабых кислот.

12.5. Кислотно-основные реакции ионов оксония

И кислоты, и основания различаются по силе, по растворимости, по устойчивости и по некоторым другим характеристикам. Важнейшей из этих характеристик является сила. Наиболее характерно свойства кислот проявляются у сильных кислот. В растворах сильных кислот частицами-кислотами являются ионы оксония. Поэтому в этом параграфе мы рассмотрим реакции в растворах, протекающие при взаимодействии ионов оксония с различными веществами, содержащими частицы-основания. Начнем с самых сильных оснований.

а) Реакции ионов оксония с оксид-ионами

Среди очень сильных оснований важнейшим является оксид-ион, входящий в состав основных оксидов, которые, как вы помните, представляют собой ионные вещества. Этот ион - одно из сильнейших оснований. Поэтому основные оксиды (например, состава MO), даже не реагирующие с водой, легко реагируют с кислотами. Механизм реакции:

В этих реакциях оксид-ион не успевает перейти в раствор, а сразу реагирует с ионом оксония. Следовательно, реакция протекает на поверхности оксида. Такие реакции идут до конца, так как из сильной кислоты и сильного основания образуется очень слабый амфолит (вода).

Пример. Реакция азотной кислоты с оксидом магния:

MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H 2 O.

Так реагируют с сильными кислотами все основные и амфотерные оксиды, но если образуется нерастворимая соль, то реакция в некоторых случаях очень замедляется, так как слой нерастворимой соли препятствует проникновению кислоты к поверхности оксида (пример - реакция оксида бария с серной кислотой).

б) Реакции ионов оксония с гидроксид-ионами

Из всех частиц-оснований, существующих в водных растворах, гидроксид-ион является самым сильным основанием. Его константа основности (55,5) во много раз превышает константы основности остальных частиц-оснований. Гидроксид-ионы входят в состав щелочей и при их растворении переходят в раствор. Механизм реакции ионов оксония с гидроксид-ионами:

Пример 1. Реакция соляной кислоты с раствором гидроксида натрия:

HCl p + NaOH p = NaCl p + H 2 O.

Как и реакции с основными оксидами, такие реакции идут до конца (необратимы) потому, что в результате передачи протона ионом оксония (сильной кислотой, K K = 55,5) гидроксид-иону (сильному основанию, K О = 55,5) образовались молекулы воды (очень слабого амфолита, K K = K O = 1,8·10 -16).
Вспомним, что реакции кислот с основаниями (в том числе и со щелочами) называются реакциями нейтрализации.
Вы уже знаете, что в чистой воде присутствуют ионы оксония и гидроксид-ионы (за счет автопротолиза воды), но их концентрации равны и крайне незначительны: с (Н 3 О ) = с (ОН ) = 10 -7 моль/л. Поэтому их присутствие в воде практически незаметно.
То же наблюдается и в растворах веществ, не являющихся ни кислотами, ни основаниями. Такие растворы называют нейтральными.

Но если в воду добавить вещество-кислоту или вещество-основание, то в растворе появится избыток одного из этих ионов. Раствор станет кислым или щелочным.

Гидроксид-ионы входят в состав не только щелочей, но и практически нерастворимых оснований, а также амфотерных гидроксидов (амфотерные гидроксиды в этом отношении можно рассматривать как ионные соединения). Со всеми этими веществами ионы оксония также реагируют, причем, как и в случае основных оксидов, реакция протекает на поверхности твердого вещества. Механизм реакции для гидроксида состава M(OH) 2:

Пример 2. Реакция раствора серной кислоты с гидроксидом меди. Так как гидросульфат-ион довольно сильная кислота (K K 0,01), обратимостью его протолиза можно пренебречь и записать уравнения этой реакции следующим образом:

Cu(OH) 2 + 2H 3 O = Cu 2 + 4H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4р = CuSO 4 + 2H 2 O.

в) Реакции ионов оксония со слабыми основаниями

Как и в растворах щелочей, в растворах слабых оснований также присутствуют гидроксид-ионы, но их концентрация во много раз меньше, чем концентрация самих частиц-оснований (это отношение равно степени протолиза основания). Поэтому скорость реакции нейтрализации гидроксид-ионов во много раз меньше, чем скорость реакции нейтрализации самих частиц-оснований. Следовательно, преобладающей будет реакция между ионами оксония и частицами-основаниями.

Пример 1. Реакция нейтрализации соляной кислоты раствором аммиака:

В результате реакции получаются ионы аммония (слабая кислота, K K = 6·10 -10) и молекулы воды, но, так как один из исходных реагентов (аммиак) основание слабое (K O = 2·10 -5), то реакция обратима

Но равновесие в ней очень сильно сдвинуто вправо (в сторону продуктов реакции), настолько сильно, что обратимостью часто пренебрегают, записывая молекулярное уравнение этой реакции со знаком равенства:

HCl p + NH 3p = NH 4 Cl p + H 2 O.

Пример 2. Реакция бромоводородной кислоты с раствором гидрокарбоната натрия. Будучи амфолитом, гидрокарбонат-ион в присутствии ионов оксония ведет себя как слабое основание:

Образующаяся угольная кислота может содержаться в водных растворах лишь в очень небольших концентрациях. При увеличении концентрации она разлагается. Механизм разложения можно представить себе следующим образом:

Суммарные химические уравнения:

H 3 O + HCO 3 = CO 2 + 2H 2 O
HBr р + NaHCO 3р = NaBr р + CO 2 + H 2 O.

Пример 3. Реакции, протекающие при сливании растворов хлорной кислоты и карбоната калия. Карбонат-ион тоже слабое основание, хотя и более сильное, чем гидрокарбонат-ион. Реакции между этими ионами и ионом оксония полностью аналогичны. В зависимости от условий проведения, реакция может остановиться на стадии образования гидрокарбонат-иона, а может привести и к образованию углекислого газа:

а) H 3 O + CO 3 = HCO 3 + H 2 O
HClO 4р + K 2 CO 3р = KClO 4р + KHCO 3р;
б) 2H 3 O + CO 3 = CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4р + K 2 CO 3р = 2KClO 4р + CO 2 + H 2 O.

Аналогичные реакции протекают даже в том случае, когда соли, содержащие частицы-основания, нерастворимы в воде. Как и в случае основных оксидов или нерастворимых оснований, в этом случае реакция тоже протекает на поверхности нерастворимой соли.

Пример 4. Реакция между соляной кислотой и карбонатом кальция:
CaCO 3 + 2H 3 O = Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3р + 2HCl р = CaCl 2р + CO 2 + H 2 O.

Препятствием к проведению таких реакций может послужить образование нерастворимой соли, слой которой будет затруднять проникновение ионов оксония к поверхности реагента (например, в случае взаимодействия карбоната кальция с серной кислотой).

НЕЙТРАЛЬНЫЙ РАСТВОР, КИСЛЫЙ РАСТВОР, ЩЕЛОЧНОЙ РАСТВОР, РЕАКЦИЯ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ.
1.Составьте схемы механизмов реакций ионов оксония со следующими веществами и частицами: FeO, Ag 2 O, Fe(OH) 3 , HSO 3 , PO 4 3 и Cu 2 (OH) 2 CO 3 . По схемам составьте ионные уравнения реакций.
2.С какими из следующих оксидов будут реагировать ионы оксония: CaO, CO, ZnO, SO 2 , B 2 O 3 , La 2 O 3 ? Составьте ионные уравнения этих реакций.
3.С какими из следующих гидроксидов будут реагировать ионы оксония: Mg(OH) 2 , B(OH) 3 , Te(OH) 6 , Al(OH) 3 ? Составьте ионные уравнения этих реакций.
4.Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций бромоводородной кислоты с растворами следующих веществ: Na 2 CO 3 , K 2 SO 3 , Na 2 SiO 3 , KHCO 3 .
5.Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций раствора азотной кислоты со следующими веществами: Cr(OH) 3 , MgCO 3 , PbO.
Реакции растворов сильных кислот с основаниями, основными оксидами и солями.

12.6. Кислотно-основные реакции слабых кислот

В отличии от растворов сильных кислот в растворах слабых кислот в качестве частиц-кислот присутствуют не только ионы оксония, но и молекулы самой кислоты, причем молекул кислоты во много раз больше, чем ионов оксония. Поэтому в этих растворах преобладающей реакцией будет реакция самих частиц-кислот с частицами-основаниями, а не реакции ионов оксония. Скорость реакций с участием слабых кислот всегда меньше скорости аналогичных реакций с участием сильных кислот. Часть этих реакций обратима, и тем больше, чем слабее участвующая в реакции кислота.

а) Реакции слабых кислот с оксид-ионами

Это единственная группа реакций слабых кислот, которые протекают необратимо. Скорость реакции зависит от силы кислоты. Некоторые слабые кислоты (сероводородная, угольная и др.) в реакции с малоактивными основными и амфотерными оксидами (CuO, FeO, Fe 2 O 3 , Al 3 O 3 , ZnO, Cr 2 O 3 и др.) не вступают.

Пример. Реакция, протекающая между оксидом марганца(II) и раствором уксусной кислоты. Механизм этой реакции:

Уравнения реакции:
MnO + 2CH 3 COOH = Mn 2 + 2CH 3 COO + H 2 O
MnO + 2CH 3 COOH р = Mn(CH 3 COO) 2р + H 2 O.(Соли уксусной кислоты называются ацетатами)

б) Реакции слабых кислот с гидроксид-ионами

В качестве примера рассмотрим, как реагируют с гидроксид-ионами молекулы фосфорной (ортофосфорной) кислоты:

В результате реакции получаются молекулы воды и дигидрофосфат-ионы.
Если после завершения этой реакции в растворе остаются гидроксид-ионы, то дигидрофосфат-ионы, являясь амфолитами, будут с ними реагировать:

Образуются гидрофосфат-ионы, которые, также являясь амфолитами, могут реагировать с избытком гидроксид-ионов:

Ионные уравнения этих реакций

H 3 PO 4 + OH H 2 PO 4 + H 2 O;
H 2 PO 4 + OH HPO 4 2 + H 2 O;
HPO 4 + OH PO 4 3 + H 2 O.

Равновесия этих обратимых реакций смещены вправо. В избытке раствора щелочи (например, NaOH) все эти реакции протекают практически необратимо, поэтому их молекулярные уравнения обычно записывают так:

H 3 PO 4р + NaOH р = NaH 2 PO 4р + H 2 O;
NaH 2 PO 4р + NaOH р = Na 2 HPO 4р;
Na 2 HPO 4р + NaOH р = Na 3 PO 4р + H 2 O.

Если целевым продуктом этих реакций является фосфат натрия, то можно записать и суммарное уравнение:
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

Таким образом, молекула фосфорной кислоты, вступая в кислотно-основные взаимодействия, может последовательно отдавать один, два или три протона. В аналогичном процессе молекула сероводородной кислоты (H 2 S) может отдавать один или два протона, а молекула азотистой кислоты (HNO 2) - только один протон. Соответственно, эти кислоты относят к трехосновным, двухосновным и одноосновным.

Соответствующая характеристика основания называется кислотностью.

Примеры однокислотных оснований - NaOH, KOH; примеры двукислотных оснований - Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 .
Наиболее сильные из слабых кислот могут реагировать и с гидроксид-ионами, входящими в состав нерастворимых оснований и даже амфотерных гидроксидов.

в) Реакции слабых кислот со слабыми основаниями

Практически все эти реакции обратимы. В соответствии с общим правилом равновесия в таких обратимых реакциях смещены в сторону более слабых кислот и более слабых оснований.

ОСНОВНОСТЬ КИСЛОТЫ, КИСЛОТНОСТЬ ОСНОВАНИЯ.
1.Составьте схемы механизмов реакций, протекающих в водном растворе между муравьиной кислотой и следующими веществами: Fe 2 O 3 , KOH и Fe(OH) 3 . По схемам составьте ионные и молекулярные уравнения этих реакций. (ион тетрааквацинка) и 3aq aq + H 3 O .
4.В каком направлении сместится равновесие в этом растворе а) при его разбавлении водой, б) при добавлении в него раствора сильной кислоты?

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Кислоты – электролиты, при диссоциации которых из положительных ионов образуются только ионы H + (H 3 O +):

HNO 3 ↔ H + + NO 3 — ;

H 2 S ↔ H + + HS — ↔ 2H + + S 2- .

Существует несколько классификаций кислот, так, по числу атомов водорода, способных к отеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3) и трехосновные (H 3 PO 4). В зависимости от содержания в составе кислоты атомов кислорода кислоты делят на бескислородные (HCl, HF) и кислородсодержащие (H 2 SO 4 , H 2 SO 3).

Химические свойства кислот

К химическим свойствам неорганических кислот относят:

— способность изменять окраску индикаторов, например, лакмус при попадании в раствор кислоты приобретает красную окраску (это обусловлено диссоциацией кислот);

— взаимодействие с активными металлами, стоящими в ряду активности до водорода

Fe + H 2 SO 4(р — р) = FeSO 4 + H 2 ;

— взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

2HCl + FeO = FeCl 2 + H 2 O;

6HNO 3 + Al 2 O 3 = 2Al(NO 3) 3 + 3H 2 O;

— взаимодействие с основаниями (в случае взаимодействия кислот со щелочами происходит реакция нейтрализации в ходе которой происходит образование соли и воды, с нерастворимыми в воде основаниями реагируют только растворимые в воде кислоты)

H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O;

H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ↓ = CuSO 4 +2H 2 O;

— взаимодействие с солями (только в том случае, если в ходу реакции происходит образование мало- или нерастворимого соединения, воды или выделение газообразного вещества)

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl;

2HNO 3 + Na 2 CO 3 = 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O;

— сильные кислоты способны вытеснять более слабые из растворов их солей

K 3 PO 4 + 3HCl = 3KCl + H 3 PO 4 ;

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O;

— окислительно-восстановительные реакции, связанные со свойствами анионов кислот:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl;

Pb + 4HNO 3(конц) = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

Физические свойства кислот

При н.у. большинство неорганических кислот существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (H 3 PO 4 , H 3 BO 3). Практически все кислоты хорошо растворимы в воде, кроме кремниевой кислоты (H 2 SiO 3)

Получение кислот

Основные способы получения кислот:

— реакции взаимодействия кислотных оксидов с водой

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ;

— реакции соединения неметаллов с водородом (бескислородные кислоты)

H 2 + S ↔ H 2 S;

— реакции обмена между солями и другими кислотами

K 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ↓ + 2KCl.

Применение кислот

Из всех неорганических кислот наиболее широкую сферу применения нашли соляная, серная, ортофосфорная и азотная кислоты. Их используют в качестве сырья для получения различного спектра веществ – других кислот, солей, удобрений, красителей, взрывчатых веществ, лаков и красок и т.д. Разбавленные соляную, ортофосфорную и борную кислоты используют в медицине. Также кислоты нашли широкое применение в быту.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание

рассчитайте массу кремниевой кислоты (принимая ее состав H 2 SiO 3), полученной при действии на раствор силиката натрия объемом 400 мл с массовой долей соли 20% (плотность раствора 1,1 г/мл) избытка соляной кислоты.

Решение

Запишем уравнение реакции получения кремниевой кислоты:

2HCl + Na 2 SiO 3 = 2NaCl +H 2 SiO 3 ↓.

Найдем массу силиката натрия зная объем раствора, его плотность и содержание основного вещества в растворе (см. условие задачи):

m(Na 2 SiO 3) = V(Na 2 SiO 3)×ρ×ω/100%;

m(Na 2 SiO 3) = 400×1,1×20/100% = 88 г.

Тогда, количество вещества силиката натрия:

v(Na 2 SiO 3) = m(Na 2 SiO 3)/M(Na 2 SiO 3);

v(Na 2 SiO 3) = 88/122 = 0,72 моль.

По уравнению реакции количество вещества кремниевой кислоты v(H 2 SiO 3) = v(Na 2 SiO 3) = 0,72 моль. Следовательно, масса кремниевой кислоты будет равна:

m(H 2 SiO 3) = 0,72×78 = 56,2 г.

Ответ

Масса кремниевой кислоты — 56,2 г.

Кислоты - это химические вещества, которые подают ионы водорода или протоны при смешивании в растворах. Количество протонов, выделяемых конкретной кислотой, фактически определяет прочность кислоты - будь то сильная кислота или слабая кислота. Чтобы понять силу кислот, нужно сравнить их тенденцию пожертвовать протоны на аналогичную основу (в основном воду). Сила обозначается номером pKA.

Что такое сильная кислота?

Говорят, что кислота является сильной, если она диссоциирует или ионизируется полностью в растворе. Это означает, что он может давать наибольшее количество ионов Н + или протонов при смешивании в растворе. Эти ионы представляют собой заряженные частицы. Поскольку сильная кислота подавляет большее количество ионов при ее разрушении или ионизации, это означает, что сильная кислота является проводником электричества.

Когда кислота смешивается в H 2 O, протон (H + ион) переносится в H 2 O с образованием H3O + (Ион Hydroxonium) и a - ион, на основе которого начинается кислота.

В общем случае,

Такие химические реакции можно почтить, но в немногих случаях кислота выделяет H + ион довольно легко, и реакция выглядит как односторонняя. И кислота полностью диссоциирована.

Например, когда хлористый водород растворяется в H 2 O, чтобы сделать HCl, так мало реакции обратного, что мы можем написать:

Когда-нибудь будет проведена стопроцентная виртуальная реакция, в которой хлористый водород будет демонстрировать реакцию с H3O + (Ион гидроксида) и Cl – ионов. Здесь сильной кислотой является хлористый водород.

Что такое слабая кислота?

Говорят, что кислота является слабой, если она частично или частично ионизирует, выделяя в раствор лишь некоторые из ее атомов водорода. Следовательно, он менее эффективен по сравнению с сильной кислотой при выделении протонов. Слабые кислоты имеют более высокую рКа, чем сильные кислоты.

Этановая кислота является хорошим примером слабой кислоты. Он показывает реакцию с H 2 O для получения H3O + (Ионы гидроксида) и СН 3 СООН (ионы этаноата), но обратная реакция показывает больший успех, чем передний. Молекулы реагируют довольно легко, чтобы улучшить кислоту, и H 2 О.

В любой момент, только около одного процента CH 3 Молекулы СООН показывают превращение в ионы. Все, что осталось - это простая молекула уксусной кислоты (систематически называемая этановой кислотой).

Разница между сильной кислотой и слабой кислотой

Определение

Сильная кислота

Сильная кислота представляет собой кислоту, полностью ионизирующуюся в водном растворе. Сильная кислота всегда теряет протон (A H +), когда растворяется в H 2 О. Другими словами, сильная кислота всегда находится на цыпочках и достаточно эффективна в подаче протонов.

Слабая кислота

Слабой кислотой является та, которая частично ионизируется в растворе. Он выделяет лишь небольшое количество атомов водорода в раствор. Следовательно, он менее способен, чем сильная кислота.

Электрическая проводимость

Сильная кислота

Сильные кислоты всегда проявляют сильную проводимость. Сильные кислоты обычно пропускают больше тока по сравнению со слабыми кислотами при одинаковом напряжении и концентрации.

Слабая кислота

Слабые кислоты имеют низкую проводимость. Они плохие проводники и показывают низкое значение для текущего прохождения

Скорость реакции

Сильная кислота

Скорость реакции быстрее в сильных кислотах

Слабая кислота

Скорость реакции медленнее в слабых кислотах

Примеры

Сильная кислота

Соляная кислота (HCl), азотная кислота (HNO 3), Перхлорной кислоты (HClO 4), Серной кислоты (H 2 ТАК 4), Гидроокиси кислота (HI), гидробромовая кислота (HBr), хлорная кислота (HClO 3).

Различия между сильными и слабыми кислотами приведены ниже: Сравнительная таблица

Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из катионов водорода (протонов) и анионов кислотных остатков.

Кислоты могут быть неорганическими бескислородными, неорганическими кислородсодержащими, органическими и комплексными. Примеры:

HCl, HBr, H 2 S – неорганические не содержащие кислород (бескислородные);

HNO 3 , HClO 4 , H 2 SO 4 , H 3 PO 4 – неорганические кислородсодержащие;

Органические кислоты;

Комплексные кислоты.

Классификация кислот

Кислоты классифицируются по многим признаком, в частности, по основности, по силе кислоты, по типу разрываемой связи с водородом и по принадлежности кислоты к органическим или неорганическим.

Классификация по основности

по основности кислоты подразделяют на:

1) одноосновные 2) двухосновные 3) трёхосновные 4) многоосновные 5) полиосновные

Одноосновные кислоты

К ним относятся в первую очередь кислоты, в молекулах которых имеется только один атом водорода, который и отщепляется в воде или полярных растворителях в виде протона и может быть замещен на атом металла, например:

HJ, HBr, HCl, HNO 2 , HNO 3 , HClO, HClO 2 , HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , H − C ≡ N. Названия этих кислот соответственно: йодоводородная, бромоводородная, хлороводородная или соляная, азотистая, азотная, хлорноватистая, хлористая, хлорноватая, хлорная, марганцовая и синильная. Все они при диссоциации отщепляют один катион водорода:

HClO 2 Н + + СlO 2 ˉ ; HNO 3 Н + + NO 3 ˉ

Наряду с такими одноосновными кислотами имеются кислоты, в которых есть несколько атомов водорода, но лишь один из них способен к диссоциации или замещению на металл, например, фосфиновая кислота:

Например, при взаимодействии с избытком щёлочи замещается только этот атом водорода и получается средняя соль, в которой второй атом водорода уже не заместить:

Na(PH 2 O 2) - средняя соль. Атомы водорода неспособные к замещению ставят после центрального атома в кислотном остатке, а сам остаток берут в скобки.

Имеется также множество органических веществ, у которых к диссоциации способен лишь один атом водорода, хотя атомов водорода может быть много.

Например, в пропионовой и бензойной кислотах по шесть атомов водорода, но лишь один из них способен к диссоциации или замещению на металл.

Двухосновные кислоты

К двухосновным кислотам прежде всего относятся такие, в молекулах которых содержится два атома водорода и оба они способны к диссоциации, которая проходит ступенчато:

H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, H 2 C 2 O 4 , H 2 SO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SiO 3 , H 2 CO 3 , H 2 CrO 4 , H 2 Cr 2 O 7 . Названия этих кислот соответственно: сероводородная, селеноводородная, теллуроводородная, щавелевая, сернистая, серная, кремниевая, угольная, хромовая, дихромовая.

Пример диссоциации двуосновной кислоты:

H 2 S Н + + HS − первая ступень; HS - Н + + S 2− вторая ступень

Примеры взаимодействия со щёлочью

H 2 S + KOH → KHS + H 2 O H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O

Имеются также кислоты, у которых атомов водорода больше двух, но способны к диссоциации только два из них, например:

В малоновой, янтарной, адипиновой и фталевой кислотах из имеющихся в их молекулах атомов водорода замещаются в водных растворах на металл или диссоциируют только два подчёркнутых:

Трёхосновные кислоты

Это кислоты, содержащие три атома водорода, которые все способны к диссоциации. Например, в ортофосфорной кислоте:

Н 3 РО 4 Н + + Н 2 РО 4 − Н 2 РО 4 − Н + + НРО 4 2− НРО 4 2− Н + + РО 4 3−

Трём ступеням диссоциации соответствуют две кислые и одна средняя соли:

NaH 2 PO 4 – дигидроортофосфат натрия – кислая соль;

Na 2 HPO 4 – гидроортофосфат натрия – кислая соль;

Na 3 PO 4 – ортофосфат натрия – средняя соль.

Для сравнения: Na 2 (PHO 3) – динатровая соль фосфоновой кислоты – средняя соль.

Многоосновные кислоты

Полиосновные кислоты

Примером полиосновной кислоты является молекула РНК. Ниже в её фрагменте выделено многократно повторяющееся элементарное звено − остаток нуклеотида, где в качестве азотистого основания может быть один из четырех остатков: аденина, гуанина, цитозина или урацила. В каждом нуклеотиде есть фрагмент ортофосфорной кислоты, где подчеркнут атом водорода, способный к диссоциации и замещению на металл (смотрите формулу на стр. 4).

Классификация кислот по силе

По силе кислоты подразделяют на сильные кислоты, кислоты средней силы, слабые кислоты и некоторые авторы выделяют еще и очень слабые кислоты. Мерой силы кислот является величина – рК а.

Вывод формулы рК а. Любая кислота способна к диссоциации на ионы НА Н + + А − . Для любого равновесного процесса можно написать уравнение для константы равновесия:

Если прологарифмировать это выражение, используя десятичные логарифмы, то получается уравнение (1):

Если поменять знаки на противоположные и использовать свойства логарифмов получаем уравнение (2):

Принято величину – lgK a обозначать, как рК а, а величину – lg, как рН.

В результате уравнение (2) преобразовывается в уравнение (3):

Из уравнения (3) следует, что рK а = рН в том случае, когда

а это в свою очередь возможно, если

Таким образом рК а это то значение рH среды, при котором концентрация недиссоциированной кислоты равна концентрации её аниона или, иными словами, когда кислота диссоцирована наполовину. Для каждой кислоты можно определить значение рК а. Если значение рК а отрицательно, то кислота сильная, если значение рК а положительно, но меньше 3,5, то кислота средней силы, а если больше 3,5, то кислота слабая.

Знание рК а позволяет легко предсказать, будет ли данная кислота вытеснять другую кислоту из ее соли. Математический расчет показывает, что кислота, имеющая рК а меньше на единицу, вытесняет другую кислоту из ее соли на 90%, например:

Если рК а вытесняющей кислоты меньше рК а вытесняемой на 2 единицы рН или больше, то происходит вытеснение кислоты на 99% или более. Например:

Любая сильная кислота вытеснит любую слабую кислоту из ее соли практически нацело.

По типу разрываемой связи с атомом «Н»

По этому типу кислоты подразделяют на элемент(Э) − Н, О − Н, N – H, C – H и S − H кислотам.

К Э – Н относят, например: HF, HCl, HBr, HI, H 2 Se, H 2 Te.

О − Н – кислоты. В О − Н кислотах водород отрывается при диссоциации от кислорода, хотя в этих кислотах в подавляющем большинстве случаев содержатся и другие атомы, например:

В некоторых О – Н кислотах имеются атомы водорода, соединенный не с кислородом, но они, как правило, и не способны к диссоциации, например:

Фосфиновая кислота является одноосновной О – Н кислотой. Атомы водорода, связанные с фосфором не способны к диссоциации и не замещаются на металл, даже при большом избытке концентрированной щелочи.

Фосфоновая кислота является двухосновной О – Н кислотой, а атом водорода связанный с фосфором также не способен диссоциации и замене на металл.

N – H кислоты. К ним относится аммиак, первичные и вторичные амины. Например, в аммиаке можно заменить атом водорода, связанный с азотом, на натрий:

Еще легче реагирует с металлами ацетанилид или анилид уксусной кислоты:

2, 4, 6, 2 ’ , 4 ’ , 6 ’ – гексанитродифениламин просто диссоциирует в воде так как его рК а = 5,4 и он кислота не многим более слабая, чем уксусная:

Имеется также кислота, которая является одновременно N – H и S – H кислотой. Это тиоциановая кислота:

Соли этой кислоты называются тиоцианатами или роданидами: KNCS - роданид калия. Остатки этой кислоты в разных комплексных соединениях координируются к центральным атомам либо своим атомом азота, либо атомом серы. Например, анион − NCS в гексароданоферрате (III) калия - K 3 координирован атомом азота к катиону железа (III), а в тетрароданмеркуриате (II) калия - K 2 атомом серы к катиону ртути (II):

S – H - кислоты

К S – H - кислотам относится сероводород, который является двухосновной S – H - кислотой:

H 2 S H + + SH − pK a = 7,00 SH − H + + S 2− pK a = 12,60

К S – H - кислотам относится так же бесконечно большое число меркаптанов – соединений с общей формулой R – S – H, где R – углероводородный радикал, например: этилмеркаптан, тиофенол (или фенилмеркаптан) и 2-фурилмеркаптан (2-меркаптофуран).

Тиофенол имеет рК а = 9,43, то есть примерно в 6 раз более сильная кислота, чем фенол (рК а = 10)

С – H - кислоты

К С – H - кислотам относится ацетилен, в котором оба атома водорода можно заменить на щелочной металл, например на натрий. Ацетилен – слабая кислота, его рК а = 22.

Ним относится так же бесконечно большое количество терминальных алкинов, в которых атом водорода соединенный с атомом углерода при тройной связи, можно заменить либо на Na, либо действием реактива Толленса на серебро:

CH 3 – C ≡ C – H + OH → CH 3 – C ≡ C – Ag↓ + H 2 O + 2 NH 3

Наиболее сильной, из известных С – Н кислот является тринитрометан, который практически полностью диссоциирует в воде на ионы, так – как его рК а = 0,16, то есть он является кислотой средней силы, но очень близок к сильным кислотам.

Способы получения кислот

Некоторые кислоты могут быть получены прямым взаимодействием простых веществ:

H 2 + F 2 → 2 HF жидкая плавиковая кислота (фтороводородная)

H 2 + 2 С + N 2 ―-→ 2 HCN синильная кислота

Кислоты являющиеся растворами кислых газов в воде можно получать в две технологические стадии:

1) взаимодействие водорода с простым веществом;

2) растворение этого кислого газа в воде, например:

Так же получаюся сернистая и угольная кислоты:

S + O 2 → SO 2 SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 C + O 2 → CO 2 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

Очень многие кислоты можно получить путём взаимодействия кислотных оксидов с водой. Часть реакций обратима (с СО 2 и SO 2) другие не обратимы: SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 ,

N 2 O 5 + H 2 O → 2 HNO 3 , Cl 2 O 7 + H 2 O → 2 HClO 4 .

При взаимодействии некоторых кислотных оксидов с водой в зависимости от условий протекания реакции, могут получаться разные кислоты, например:

При взаимодействии некоторых кислотных оксидов с водой в результате реакции диспропорционирования образуются две разные кислоты:

Кислоты могут быть получены путём вытеснения их из солей более сильными кислотами:

Из солей более сильных, но летучих кислот можно их выделить под действием более слабых, но не летучих кислот:

Если кислота при комнатной температуре не является летучей, но у нее не слишком высокая температура кипения, то её можно выделить при нагревании:

Кислоты могут быть получены в результате электролиза солей, у которых катион разряжается на катоде, а анион на аноде разряжаться не может:

Кислоты могут быть получены путем обменных реакций кислот с кислотными оксидами:

4 HClO 4 + P 4 O 10 → 4 HPO 4 + 2 Cl 2 O 7 4 HNO 3 + P 4 O 10 → 4 HPO 3 + 2 N 2 O 5

В эти же реакции вступают и органические кислоты, образуя ангидриды карбоновых кислот:

Некоторые кислоты могут быть получены путём доокисления других кислот кислородом воздуха:

2 H 2 SO 3 + O 2 → 2 H 2 SO 4 2 HNO 2 + O 2 → 2 HNO 3

Некоторые путём доокисления оксидов в водном растворе кислородом воздуха, например, при промышленном способе получения азотной кислоты:

4 NO 2 + 2 Н 2 О + O 2 → 4 HNO 3

Некоторые кислоты получаются путем диспропорционирования других кислот:

Некоторые кислоты, например, серная и ортофосфорная могут быть превращены в другие кислоты взаимодействием с соответствующими оксидами:

H 2 SO 4 + SO 3 → H 2 S 2 O 7 (дисерная) H 2 S 2 O 7 + SO 3 → H 2 S 3 O 10 (трисерная)

H 2 S 3 O 10 + SO 3 → H 2 S 4 O 13 (тетрасерная) 8 H 3 PO 4 + P 4 O 10 → 6 H 4 P 2 O 7 (пирофосфорная)

При окислении неметаллов кислотами-окислителями:

As + 5 HNO 3 → H 3 AsO 4 + 5 NO 2 + H 2 O

Комплексные кислоты могут получены путём окисления благородных металлов «царской водкой»:

3 Pt + 18 HCl конц + 4 HNO 3 конц. → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Au + HNO 3 конц + 4 HCl конц. → H + NO + 2 H 2 O

Или окисления кремния смесью плавиковой и азотной кислот:

3 Si + 18 HF + 4 HNO 3 → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Органические кислоты можно получать путём окисления в разных условиях очень многих классов органических соединений, в частности алканов, алкенов, алкадиенов, алкинов, алкиларенов, первичных спиртов, альдегидов, кетонов, сложных эфиров. Монокарбоновые кислоты можно получать из дикарбоновых кислот путём их декарбоксилирования (материал будет изложен в соответствующих разделах органической химии).

Похожая информация.

Немного теории

Кислоты

Кислоты ― это сложные вещества, образованные атомами водорода, способными замещаться на атомы металла и кислотными остатками.

Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых образуются только катионы водорода и анионы кислотных остатков.

Классификация кислот

Классификация кислот по составу

Классификация кислот по числу атомов водорода

Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.

Химические свойства кислот

Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды:

Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации) :

Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:

Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:

(в данном случае образуется неустойчивая угольная кислота , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)

- лакмус становится красным

Метилоранж становится красным.

Получение кислот

1. водород+неметалл
H 2 + S → H 2 S
2. кислотный оксид+ вода
P 2 O 5 + 3H 2 O →2H 3 PO 4
Исключение :
2NO 2 + H 2 O →HNO 2 + HNO 3
SiO 2 + H 2 O -не реагирует
3. кислота+соль
В продукте реакции должен образовываться осадок, газ или вода. Обычно более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из солей. Если соль нерастворима в воде, то она реагирует с кислотой, если образуется газ.
Na 2 CO 3 + 2HCl →2NaCl + H 2 O + CO 2
K 2 SiO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ↓

Основания

Основания (осно́вные гидрокси́ды) - сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН−. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами.

Классификация оснований

1. По растворимости в воде.
Растворимые основания
(щёлочи): гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид бария Ba(OH)2, гидроксид стронция Sr(OH)2, гидроксид цезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH.
Практически нерастворимые основания
: Mg(OH)2, Ca(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Cu(OH) 2
Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов
2. По количеству гидроксильных групп в молекуле.
- Однокислотные (гидроксид натрия NaOH)
- Двукислотные (гидроксид меди(II) Cu(OH) 2 )
- Трехкислотные (гидроксид железа(III) In(OH) 3 )
3. По летучести.
- Летучие : NH3
- Нелетучие : щёлочи, нерастворимые основания.
4. По стабильности.
- Стабильные: гидроксид натрия NaOH, гидроксид бария Ba(OH)2
- Нестабильные: гидроксид аммония NH3·H2O (гидрат аммиака).
5. По степени электролитической диссоциации.
- Сильные (α > 30 %): щёлочи.

Слабые (α < 3 %): нерастворимые основания.

Получение

Взаимодействие сильноосновного оксида с водой позволяет получить сильное основание или щёлочь.

Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя.

Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы.

Также основание можно получить при взаимодействия щелочного или щелочноземельного металла с водой.

Гидроксиды щелочных металлов в промышленности получают электролизом водных растворов солей:

Некоторые основания можно получить обменными реакциями:

Химические свойства

В водных растворах основания диссоциируют, что изменяет ионное равновесие:

это изменение проявляется в цветах некоторых
кислотно-основных индикаторов :
лакмус становится синим,
метилоранж - жёлтым,
фенолфталеин приобретает цвет фуксии .