Кислоты - Характерные химические свойства неорганических веществ различных классов - НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Классификация кислот

Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков.

- ЗАПОМНИ. Кислотные остатки в химических реакциях сохраняются и переходят из одних соединений в другие.

При обычных условиях кислоты могут быть твердыми (фосфорная H₃PO₄; кремниевая H₂SiO₃) и жидкими (в чистом виде жидкостью будет серная кислота H₂SO₄).

Такие газы, как хлороводород HCl, бромоводород HBr, сероводород H₂S, в водных растворах образуют соответствующие кислоты.

Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона) и основность кислоты.

Разделение кислот на группы по различным признакам представлено в таблице 3.

Таблица 3

Классификация кислот

Признаки классификации	Группы кислот	Примеры
Наличие кислорода в кислотном остатке	кислородные	H3PO4, HNO3
	бескислородные	H2S, HCl, HBr
Основность	одноосновные	HCl, HNO3
	двухосновные	H2S, H2SO4
	трехосновные	H3PO4
Растворимость в воде	растворимые	H2SO4, H2S, HNO3
	нерастворимые	H2SiO3
Летучесть	летучие	H2S, HCl, HNO3
	нелетучие	H2SO4, H2SiO3, H3PO4
Степень электролитической диссоциации	сильные	H2SO4, HCl, HNO3
	слабые	H2S, H2SO3, H2CO3
Стабильность	стабильные	H2SO4, H3PO4, HCl
	нестабильные	H2SO3, H2CO3, H2SiO3

Часто путают понятия летучесть и устойчивость (стабильность). Летучими называют кислоты, молекулы которых легко переходят в газообразное состояние, то есть испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. Например, нелетучая, нерастворимая кремниевая кислота разлагается на воду и SiO₂.

Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не имеют окраски. Водный раствор хромовой кислоты H₂CrO₄ имеет желтую окраску, марганцевой кислотыHMnO₄ — малиновую.

- ЗАПОМНИ. Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Свойства кислот

Кислый вкус, действие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами — эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

1. В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

Растворы кислот изменяют цвет индикаторов: лакмуса — в красный, метилового оранжевого — в розовый, цвет фенолфталеина не изменяют.

2. Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, при соблюдении ряда условий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли. Взаимодействие HNO₃ и H₂SO₄(конц.) с металлами протекает иначе.

Например,

Концентрированная серная кислота на холоде пассивирует алюминий, железо, хром.

3. Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль:

2Н⁺ + ZnO = Zn²⁺ + H₂O

Например, 2HCl + ZnO = ZnCl₂ + H₂O

4. И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут образовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

1) Н⁺ + OH^- = Н₂O

Например, HCl + NaOH = Н₂O + NaCl

5. Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:

Взаимодействие H₃PO₄ с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка Ca₃(PO₄)₂.

Особенности свойств азотной HNO₃ и концентрированной серной H₂SO₄(конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы Н⁺, а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород Н₂, а получаются другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры, степени измельченности металла и т. д.).

Эти особенности химического поведения HNO₃ и H₂SO₄ (конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.