Кислоты (кислотные гидроксиды)

2015-11-23

7575

Обсуждений (0)

5.00 из 5.00 11 оценок

⇐ Предыдущая 123 4 Следующая ⇒

Кислоты - это гидроксиды, формула которых в общем виде может быть представлена как H_хЭО_у, либо Н_хЭ, где х и у - небольшие целые числа, а Э - кислотообразующий элемент, в качестве которого выступают либо неметаллы, либо металлы, находящиеся в высокой степени окисления. Например: HNO₃, H₂SO₃, H₂CrO₄, HMnO₄.

Кислоты типа Н_хЭ образуют только элементы-неметаллы VII A и VI A подгрупп, а именно: HF, HCl, HBr, HI и H₂S, H₂Se, H₂Te.

Кислоты в водном растворе диссоциируют с образованием катионов водорода H⁺ и отрицательно заряженных анионов (кислотных остатков):

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-;

HNO₃ = H⁺ + NO₃^-.

Наличия ионов водорода в растворах кислот определяет кислую реакцию среды.

Составление формулы кислоты

Для кислот, имеющих общую формулу Н_хЭ, необходимо определить отрицательную степень окисления элемента (она определяется, как уже указывалось выше, путем вычитания числа 8 из номера группы) и присоединить необходимое количество ионов водорода. Например, неметалл Br находится в VII A подгруппе, минимальная отрицательная степень окисления брома равна (7 - 8) = -1, следовательно ион Br^‾ присоединяет один ион водорода Н⁺, и образуется кислота НВr. Аналогично: Se (VI A подгруппа), низшая степень окисления равна (6 - 8) = -2, ион Se^2-, кислота Н₂Se.

Для кислот, имеющих общую формулу H_хЭО_у, самый простой способ образовать кислоту - чисто арифметический: прибавить к формуле оксида формулу воды. Например:

H₂O + SO₂ = H₂SO₃;

N₂O₃ + H₂O = (H₂N₂O₄) = 2HNO₂ (кратные числа, как правило сокращаются).

Однако одному оксиду может соответствовать не одна, а несколько кислот, например:

SiO₂ + H₂O = H₂SiO₃;

SiO₂ + 2H₂O = H₄SiO₄

Кислоты, содержащие больше молекул воды, называются ортокислотами (H₄SiO₄ - ортокремниевая кислота). Кислоты, содержащие меньше молекул воды, называются метакислотами (H₂SiO₃ - метакремниевая кислота).

Ортокислоты склонны образовывать атомы элемента с большим радиусом, т.е. расположенные внизу Периодической таблицы, метакислоты - с меньшим радиусом, т.е. вверху таблицы. Например, для азота известна только HNO₃ - метаазотная кислота, а для фосфора известны HPO₃ -метафосфорная и Н₃РО₄ - ортофосфорная кислоты.

Если элемент образует несколько степеней окисления, то возможно образование других кислот. Так, азот (V A подгруппа) кроме азотной кислоты НNО₃ образует азотистую кислоту НNО₂, где он проявляет степень окисления +III. Сера (VI A подгруппа), кроме серной кислоты H₂SO₄, образует сернистую кислоту H₂SO₃, проявляя в ней степень окисления +IV.

Номенклатура кислот

Для кислот с общей формулой Н_хЭ названия складываются следующим образом: сначала называют элемент, образующий кислоту, с окончанием “о”, затем прибавляется слово “водородная”. Например: HBr - бромоводородная, H₂S - сероводородная и т.д. Для двух кислот чаще применяют технические названия: HCl - соляная (хлороводородная), НF - плавиковая (фтороводородная).

Для кислородсодержащих кислот c общей формулой H_хЭО_у названия производят от названия элемента, образующего кислоту. При этом, если элемент находится в высшей степени окисления, к названию элемента прибавляется “-ная” или “-овая” (H₂SO₄ - серная кислота, Н₃РО₄ - ортофосфорная кислота, H₂CrO₄ - хромовая кислота). Если элемент, образующий кислоту, находится в более низкой степени окисления, к названию элемента прибавляется “-истая” (H₂SO₃ - сернистая кислота, H₃PO₃ - ортофосфористая кислота).

Названия наиболее важных кислот, а также формулы и названия анионов (кислотных остатков) приведены в таблице 1.

Таблица 1

Формула кислоты Название кислоты Формула аниона (кислотного остатка) Название аниона

HF фтороводородная (плавиковая) F^‾ фторид

HCl хлороводородная (соляная) Cl^‾ хлорид

HBr бромоводородная Br^‾ бромид

HI иодоводородная I^‾ иодид

H₂S сероводородная S²^‾ сульфид

H₂CO₃ угольная CO₃²^‾ карбонат

CH₃COOH уксусная CH₃COO^- ацетат

H₂C₂O₄ щавелевая С₂О₄^2- оксалат

H₂SiO₃ метакремниевая SiO₃²^‾ метасиликат

H₄SiO₄ ортокремниевая SiO₄⁴^‾ ортосиликат

HNO₃ азотная NO₃^‾ нитрат

HNO₂ азотистая NO₂^‾ нитрит

HPO₃ метафосфорная PO₃^‾ метафосфат

H₃PO₄ ортофосфорная PO₄^‾ ортофосфат

H₂SO₄ серная SO₄²^‾ сульфат

H₂SO₃ сернистая SO₃²^‾ сульфит

HClO₄ хлорная ClO₄^‾ перхлорат

HClO₃ хлорноватая ClO₃^‾ хлорат

HClO₂ хлористая ClO₂^‾ хлорит

HClO хлорноватистая ClO^‾ гипохлорит

HCN циановодородная (синильная) CN^- цианид

HSCN родановодородная SCN^- роданид

Методы получения кислот

Наиболее употребительны следующие методы получения кислот:

а) Растворение в воде кислотного оксида или водородного соединения (для бескислородных кислот):

SO₃ + H₂O → H₂SO₄;

P₂O₅ + 3 H₂O → 2H₃PO₄;

HCl_(газ) + aqua = HCl_{(раствор)};

б) Вытеснение сильной кислотой более слабой кислоты из солей:

HCl + Na₂SiO₃ → H₂SiO₃↓ + NaCl.

Классификация кислот

а) По числу атомов водорода в молекуле кислоты делятся на однооснóвные (содержат один атом водорода) и многооснóвные (два и более атома водорода). Например, HCl, HNO₃ - одноосновные кислоты; H₂SO₄ - двухосновная кислота; H₃PO₄ - трехосновная кислота.

б) По своему составу кислоты подразделяют на бескислородные (HF, HCl, HBr, H₂S и т.д.) и кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₃, H₂SiO₃, HClO₄ и т.д.).

в) По способности диссоциировать в растворе на ионы кислоты делятся на сильные и слабые. Сильными являются кислоты HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HMnO₄ и др. К слабым относятся все органические кислоты, а также неорганические H₂CO₃, H₂S, HNO₂, HCN и др. Стоит отметить, что сильная кислота является одновременно и сильным электролитом, и наоборот.

в) По окислительно-восстановительным характеристикам среди кислот можно выделить сильные окислители (H₂SO_4(конц), HNO_3(конц), HNO_3(разб), HClO и др.) и сильные восстановители (HCl_(конц), HBr, HI и др.).

Химические свойства кислот

Кислоты взаимодействуют с соединениями, проявляющими оснóвные свойства:

а) Взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

HClO₄ + NaOH → H₂O + NaClO₄;

HCl + Zn(OH)₂ → ZnCl₂ + H₂O;

б) Взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами:

H₂SO₄ + FeO → H₂O + FeSO₄;

H₂SO₄ + ZnO → H₂O + ZnSO₄;

в) Взаимодействуют с основными солями (основные соли содержат гидроксильную группу в катионе):

HCl + MgOHCl → H₂O + MgCl₂;

HCl + BiOH(NO₃)₂ → H₂O + BiCl₃ + Bi(NO₃)₃;

г) Сильные кислоты вытесняют слабые кислоты из солей:

H₂SO₄ + Na₂SiO₃ → H₂SiO₃↓ + Na₂SO₄

д) Кислоты взаимодействуют с металлами, но характер взаимодействия зависит от вида металла и природы кислоты.

Кислоты - сильные окислители (H₂SO_4(конц), HNO_3(конц), HNO_3(разб) и др.) взаимодействуют с большинством металлов (независимо от положения в ряду напряжения). Окислителем при этом является элемент, образующий кислоту:

H₂SO_4(конц) + Сu → SO₂↑ + CuSO₄ + H₂O;

HNO_3(разб) + Ag → NO↑ + AgNO₃ + H₂O

Кислоты - несильные окислители (H₂SO_4(разб), HCl_(разб) и др.) взаимодействуют только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, при этом выделяется водород:

HCl + Zn → H₂↑ + ZnCl₂;

H₂SO_4(разб) + Fe → H₂↑ + FeSO₄

Таким образом, при написании уравнения реакции взаимодействия металла с кислотой необходимо пользоваться рядом напряжения металлов:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H₂, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды, так же как и амфотерные оксиды, в зависимости от условий способны проявлять как оснóвные ( при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами), так и кислотные свойства (при взаимодействии с основаниями или основными оксидами), т.е. обладают двойственной химической функцией.

Амфотерные гидроксиды образуют элементы главных подгрупп, находящиеся в Периодической системе вблизи условной границы между металлами и неметаллами. Такими гидроксидами являются Be(OH)₂, Al(OH)₃, Ga(OH)₃, Ge(OH)₄, Sn(OH)₄ и др. Некоторые элементы побочных подгрупп также образуют амфотерные гидроксиды: Zn(OH)₂, Cr(OH)₃, Ti(OH)₄.

Запись формул амфотерных гидроксидов аналогична записи формул оснований. Например, гидроксид цинка записывается Zn(OH)₂ - основная форма записи. Однако, поскольку в водном растворе амфотерные гидроксиды образуют одновременно и катионы водорода Н⁺ и анионы гидроксила ОН^-, то формулу амфотерного гидроксида можно записать и в кислотной форме: H₂ZnO₂ - цинковая кислота.

Zn²⁺ + 2OH^- ↔ Zn(OH)₂↓ = H₂ZnO₂ ↔ 2H⁺ + ZnO₂^2-

Амфотерным гидроксидам соответствуют амфотерные оксиды. Например, амфотерному гидроксиду Al(OH)₃ соответствует амфотерный оксид Al₂O₃, гидроксиду олова (+IV) Sn(OH)₄ - оксид SnO₂ и т.д.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с растворенными в воде основаниями с образованием солей.

а) Взаимодействие с кислотами:

Al(OH)_3(тв) + HCl → AlCl₃ + H₂O

б) Взаимодействие со щелочами с образованием комплексных соединений:

Al(OH)_3(тв) + NaOH_{(раствор)} → Na[Al(OH)₄]

или

Al(OH)_3(тв) + NaOH_{(раствор)} → Na₃[Al(OH)₆]

Если реакция протекает при сплавлении реагентов в твердой фазе, то происходит отделение воды и образуется метаалюминат натрия:

Al(OH)_3(тв) + NaOH_(тв) → NaAlO₂ + Н₂О

Соли

Соли - сложные вещества, состоящие из положительно заряженных ионов (катионов) металлов и отрицательно заряженных ионов (анионов) остатков кислот. Примеры катионов: Ca²⁺, Na⁺, Fe²⁺, ZnOH⁺ и т.п. Примеры анионов: SO₄^2-, Cl^-, NO₃^-, HS^- и т.п.

Классификация солей

а) По растворимости в воде соли подразделяются на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Данные о растворимости солей приводятся в таблице растворимости. Легко запомнить, что растворимыми всегда бывают соли, в составе которых есть нитрат-ион NO₃^-, или соли, в составе которых есть ионы щелочных металлов (Na⁺, K⁺, Rb⁺. Cs⁺), а также ион аммония NH₄⁺.

б) По составу соли делятся на средние (нормальные), кислые и оснóвные. Такое деление обусловлено тем, что соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла или гидроксильных групп в молекуле основания на кислотный остаток.

Средние соли образуются при полном замещении атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла, а также при полном замещении гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками.

Образование средних солей серной кислоты представлено уравнениями следующих реакций:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O;

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2H₂O.

При растворении средних солей в воде происходит их диссоциация под действием молекул растворителя на катионы металла и анионы кислотного остатка. Уравнение диссоциации можно записать так:

Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄^2-

Кислые соли образуются при неполном замещении атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла. Незамещенный атом водорода остается в кислотном остатке.

NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + Н₂О

Кислые соли в реакции нейтрализации образуются в том случае, когда основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты.

Диссоциация кислых солей протекает ступенчато:

NaHSO₄ → Na⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- → H⁺ + SO₄^2-

В результате ступенчатой диссоциации кислых солей в их растворе присутствуют катионы металла, катионы водорода и анионы кислотного остатка. Кислые соли образуют только многоосновные кислоты, содержащие более одного атома водорода в молекуле.

Основные соли образуются при неполном замещении гидроксильных групп в молекуле основания на кислотные остатки. Незамещенная гидроксильная группа остается в катионе в виде гидроксо-иона.

Mg(OH)₂ + HCl = (MgOH)Cl + H₂O;

2Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = (CuOH)₂SO₄ + 2H₂O

Диссоциация основных солей протекает ступенчато:

(MgOH)Cl → (MgOH)⁺ + Cl^-;

(MgOH)⁺ → Mg⁺ + OH^-

В растворе основной соли будут присутствовать катионы металла и гидроксо-катионы, анионы гидроксильной группы и анионы кислотного остатка.

Номенклатура солей

Название солей состоит из названия аниона (кислотного остатка) и названия катиона. Сначала называют анион в именительном падеже, затем - катион (металл) в родительном падеже с указанием, если необходимо, степени окисления металла. Например, KNO₃ - нитрат калия, ZnCl₂ - хлорид цинка, FeCl₂ - хлорид железа (II).

Таким образом, название соли вытекает из названия кислоты, от которого она образована. В таблице 2 приведены названия некоторых кислот и названия соответствующих им солей.

Таблица 2

Формулы и названия кислот Название солей

HF фтороводородная (плавиковая) фториды

HCl хлороводородная (соляная) хлориды

HBr бромоводородная бромиды

HI иодоводородная иодиды

H₂S сероводородная сульфиды

H₂CO₃угольная карбонаты

H₂SiO₃ метакремниевая метасиликаты

H₄SiO₄ ортокремниевая ортосиликаты

HNO₃ азотная нитраты

HNO₂ азотистая нитриты

HPO₃ метафосфорная метафосфаты

H₃PO₄ортофосфорная ортофосфаты

H₂SO₄ серная сульфаты

H₂SO₃ сернистая сульфиты

HClO₄хлорная перхлораты

HClO₃ хлорноватая хлораты

HClO₂ хлористая хлориты

HClO хлорноватистая гипохлориты

Названия кислых солей образуются так же как и средних. Присутствие атомов водорода в составе аниона обозначается словом “гидро”. Например, NaHSO₄ - гидросульфат натрия, KH₂PO₄ - дигидроортофосфат калия. Если металл имеет переменную степень окисления, после названия соли ставится степень окисления металла: Pb(HSO₄)₂ - гидросульфат свинца (II).

В названиях основных солей перед названием катиона добавляют слово “гидроксо” с указанием числа гидроксильных групп ОН^‾ в остатке основания. Например, AlOHSO₄ - сульфат гидроксоалюминия, (ZnOH)₂CO₃ - карбонат гидроксоцинка, Fe(OH)₂Cl - хлорид дигидроксожелеза (III).

Методы получения солей

Соли образуются при взаимодействии простых веществ (металлов с неметаллами) и всех классов неорганических соединений. Приведем некоторые способы получения солей.

а) Взаимодействие металлов с неметаллами:

Zn + S → ZnS (реакция протекает при нагревании)

б) Реакции нейтрализации или кислотно-основного взаимодействия. Сутью этих реакций является погашение (исчезновение) кислотных и основных свойств реагентов. Из двух реагирующих веществ одно всегда является “кислотным” реагентом (кислота, кислотный оксид, кислая соль, амфотерный оксид, амфотерный гидроксид), а второе - “основным” реагентом (основание, в том числе щелочь, основный оксид, основная соль, амфотерный оксид, амфотерный гидроксид).

Примеры уравнений реакций нейтрализации с получением солей:

Са(OH)₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O;

^{основание} ^{кислота} ^соль ^вода

СаO + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O;

^{основный оксид} ^{кислота} ^соль ^вода

Са(OH)₂ + SO₃ → CaSO₄ + H₂O;

^{основание} ^{кислотный оксид} ^соль ^вода

СаO + SO₃ → CaSO₄; (реакция протекает не в растворе)

^{основный оксид} ^{кислотный оксид} ^соль

NaOH + Zn(OH)₂ → Na₂ZnO₂ + H₂O;

^{основание} ^{амфотерный гидроксид} ^соль ^вода

NaOH + ZnO → Na₂ZnO₂ + H₂O;

^{основание} ^{амфотерный оксид} ^соль ^вода

H₂SO₄ + Zn(OH)₂ → ZnSO₄ + H₂O;

^{кислота} ^{амфотерный гидроксид} ^соль ^вода

SO₃ + Zn(OH)₂ → ZnSO₄ + H₂O;

^{кислотный оксид} ^{амфотерный гидроксид} ^соль ^вода

H₂SO₄ + ZnO → ZnSO₄ + H₂O;

^{кислота} ^{амфотерный оксид} ^соль ^вода

SO₃ + ZnO → ZnSO₄; (реакция протекает не в растворе)

^{кислотный оксид} ^{амфотерный оксид} ^соль

Na₂O + ZnO → Na₂ZnO₂ (реакция протекает не в растворе)

^{основный оксид} ^{амфотерный оксид} ^соль

в) Реакции обмена (или обменные), сутью которых является обмен катиона на другой катион и аниона на другой анион.

Примеры реакций обмена с получением солей:

CaCl₂ + Na₂SO₄ → CaSO₄↓ + NaCl;

^{соль 1} ^{соль 2} ^{соль 3} ^{соль 4}

CaCl₂ + Н₂SO₄ → CaSO₄↓ + НCl;

^{соль 1} ^{кислота 1} ^{соль 2} ^{кислота 2}

FeSO₄ + NaOH → Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄

^{соль 1} ^{щелочь 1 (основание 1)} ^{основание 2} ^{соль 2}

г) Окислительно-восстановительные реакции взаимодействия металлов с кислотами и солями с получением солей:

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑;

Fe + CuSO₄ → Cu + FeSO₄

Необходимо отметить, что приведенные методы не охватывают всех возможных способов получения солей, а также не всякую соль можно получить всеми перечисленными способами.

Химические свойства солей

Химические свойства солей обусловлены их отношением к металлам, щелочам, кислотам и солям. Взаимодействие солей с основаниями (в том числе со щелочами), кислотами и другими солями протекает по типу обменных реакций, а при взаимодействии солей с металлами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Как было сказано выше, реакции обмена - это такие реакции, в которых исходные реагенты обмениваются своими ионами (катионами и анионами). Необходимо отметить, что в реакциях обмена степени окисления элементов не меняются. Кроме того, необходимо помнить также, что реакции обмена протекают до конца лишь в том случае, если хотя бы один из продуктов уходит из сферы реакции в виде осадка, газа, малодиссоциирующего соединения.

а) Реакция обмена соли со щелочью в молекулярном и в сокращенном ионном виде:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄;

Cu²⁺ + 2OH^‾ = Cu(OH)₂↓

б) Реакция обмена соли с кислотой в молекулярном и в сокращенном ионном виде:

CuSO₄ + H₂S → CuS↓ + H₂SO₄;

Cu²⁺ + Н₂S → CuS↓ + 2Н⁺

в) Реакция обмена соли с другой солью в молекулярном и в сокращенном ионном виде:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + NaCl

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Как отмечалось выше, соли способны вступать в окислительно-восстановительные реакции с металлами. При этом реакции протекают только в том случае, если металл находится в ряду напряжений левее металла, образующего соль.

Zn + Cu(NO₃)₂ → Cu + Zn(NO₃)₂;

Zn + Cu²⁺ → Cu + Zn²⁺

Существуют и более сложные окислительно-восстановительные реакции, в которых соли могут быть окислителями (например, KMnO₄, K₂Cr₂O₇) или восстановителями (например: Na₂S, KI). Существуют также соли, не проявляющие свойств ни окислителя, ни восстановителя (например, Na₂SO₄).

2015-11-23

7575

Обсуждений (0)

5.00 из 5.00 11 оценок

⇐ Предыдущая 123 4 Следующая ⇒

Обсуждение в статье: Кислоты (кислотные гидроксиды)

Обсуждений еще не было, будьте первым... ↓↓↓