1.6. Кислоты

Согласно  протонной  теории  кислот  и  оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее протоны при данной температуре, а основанием – вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением:

$$ \mathrm{кислота} \rightleftarrows  \mathrm{основание} + {\mathrm{H}}^{+}$$

На базе таких представлений становятся понятными основные свойства аммиака, который за счёт неподелённой пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя по донорно-акцепторному  механизму ион аммония:

$$ \underset{\mathrm{Кисл}.}{{\mathrm{HNO}}_{3}} + \underset{\mathrm{Осн}.}{{\mathrm{NH}}_{3}} \to   \underset{\mathrm{Кисл}.}{{\mathrm{NH}}_{4}^{+}} + \underset{\mathrm{Осн}.}{{\mathrm{NO}}_{3}^{-}}$$

Возможно  и  ещё  более  общее  определение  кислот и оснований.

Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протонов. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль  отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

Катионы, анионы, нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Катионы, анионы, нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса.

В таблице сопоставлены различные определения кислот и оснований, используемые в настоящее время при решении физико-химических задач.

Сопоставление определений кислот и оснований

Класс веществ

Определение кислот и оснований

По Аррениусу

По Бренстеду-Лоури

По Льюису

кислоты

отдают `"H"^+`

отдают `"H"^+`

принимают электронные пары

основания

отдают `"OH"^-`

принимают `"H"^+`

отдают электронные пары

 Номенклатура кислот

Случай

Правила составления названия

Пример

Бескислородная кислота

К названию неметалла с окончанием -о добавляется слово

водородная

`"H"_2"S"` - сероводородная кислота

`"HCl"` - хлороводородная кислота

Кислородсодержащая: степень окисления соответствует номеру группу

Суффикс -ная,

или -вая

`"HNO"_3` - азотная кислота

`"H"_2"SiO"_3` - кремниевая кислота

`"HClO"_4` - хлорная кислота

Кислородсодержащая:

степень окисления ниже максимальной

Суффиксы -оватая, -истая, -оватистая

`"HClO"_3` - хлорноватая кислота

`"HClO"_2` -  хлористая кислота

`"HClO"` - хлорноватистая кислота

Элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот

К названию кислоты с меньшим содержанием кислородсодержащих атомов добавляется префикс  мета-:

с большим - префикс  орто-

`"H"_2"SiO"_3` - метакремниевая кислота

`"H"_4"SiO"_4` - ортокремниевая кислота

Классификация кислот

Признак классификации

Тип кислот

Примеры

Число атомов водорода в молекуле

Одноосновные

`"HCl"`, `"HClO"_3`, `"HNO"_3`

Двухосновные

`"H"_2"S"`, `"H"_2"SO"_4`, `"H"_2"SiO"_3`

Трёхосновные

`"H"_3"PO"_4`,  `"H"_3"AsO"_4`

Четырёхосновные

`"H"_4"P"_2"O"_7`

Содержание атомов кислорода в молекуле

Бескислородные

`"HI"`, `"HBr"`

Кислородсодержащие

`"H"_2"SO"_4`,  `"HClO"_4`

Агрегатное состояние

 

Растворы газов в воде

`"HF"`, `"HCl"`, `"H"_2"S"`, `"H"_2"CO"_3`

Жидкие

`"HNO"_3`, `"H"_2"SO"_4`

Твёрдые

`"H"_3"BO"_3`,  `"H"_2"SiO"_3`

 

Получение кислот

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

`"H"_2+"Cl"_2->2"HCl"`.

2. Кислородсодержащие кислоты могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой

`"SO"_3+"H"_2"O"->"H"_2"SO"_4`.

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие  кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

`"BaBr"_2+"H"_2"SO"_4->"BaSO"_4darr+2"HBr"`;

`"CuSO"_4+"H"_2"S"->"CuS"darr+"H"_2"SO"_4`.

Химические свойства кислот

Химические свойства кислот можно разделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона `"Н"^+` (иона гидроксония `"H"_3"O"^+`), и  специфические, т. е. характерные только для конкретных кислот.

Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окислительно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а с другой стороны – вступать в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподелённые пары электронов (кислотно-основное взаимодействие).

1. К первому типу превращений кислот относится реакция кислот с активными металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода c выделением водорода (кроме азотной кислоты, в этом случае выделяются продукты восстановления азота), например:

 `"Zn" + 2"HCl"->"ZnCl"_2 +"H"_2`;

`"Zn" + "2H"^+  -> "Zn"^(2+) + "H"_2uarr`.

`"Fe"+"H"_2"SO"_(4 ("разб".)) -> "FeSO"_4 + "H"_2uarr`.

`"HCl"+"Cu"` →\overline{)\to }

`4"HNO"_(3("конц".)) + "Cu" ->"Cu"("NO"_3 )_2 +2 "NO"_2uarr +2 "H"_2"O"`.

2. Кислота `+` основный оксид `->` соль `+` вода;

`2"HNO"_3 + "CuO"->"Cu(NO"_3)_2 + "H"_2"O"`.

3. Кислота `+` амфотерный оксид `->` соль `+` вода;

`3"H"_2"SO"_4 + "Cr"_2"O"_3 ->  "Cr"_2("SO"_4)_3 + 3"H"_2"O"`;

`2"HBr" + "ZnO" ->  "ZnBr"_2 + "H"_2"O"`.      

4. Кислота`+` щелочь `->` соль `+` вода (реакция нейтрализации);

`"H"_2"SO"_4 + 2"KOH" ->  "K"_2"SO"_4 + 2"H"_2"O"`. 

5. Кислота `+` основание `->` соль `+` вода;

`2"HBr" + "Ni(OH")_2  -> "NiBr"_2 + 2"H"_2"O"`.

6. Кислота`+` амфотерный гидроксид `->` соль `+` вода;

`3"HCl" + "Cr(OH")_3  ->"CrCl"_3 + 3"H"_2"O"`;

`2"HNO"_3 + "Zn(OH")_2  -> "Zn(NO"_3)_2 + 2"H"_2"O"`.

7. Взаимодействие кислот со средними солями протекает при условии, что результатом данного взаимодействия будет либо выпадение осадка, либо выделение газа:

`2"HBr" + "CaCO"_3  ->  "CaBr"_2 + "H"_2"O" + "CO"_2uarr`;

`"BaCl"_2+ "H"_2"SO"_4  -> "BaSO"_4darr + 2"HCl"`.

8. Некоторые кислоты способны разлагаться при нагревании:

$$ {\mathrm{H}}_{2}{\mathrm{SiO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{SiO}}_{2}\downarrow + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

$$ {\mathrm{H}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{CO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

$$ {\mathrm{H}}_{2}{\mathrm{SO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{SO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

9. Специфические свойства кислот связаны, в первую очередь, с окислительно-восстановительными реакциями.

Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться:

                           `2"KMnO"_4 + 16"HCl"->5"Cl"_2uarr   +2"KCl" + 2"MnCl"_2 + 8"H"_2"O"`;

                          `"H"_2"S" +"Br"_2 -> "S"darr + 2"HBr"`.

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться, только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

`"H"_2"SO"_3 + "Cl"_2+ "H"_2"O" -> "H"_2"SO"_4 + 2"HCl"`.

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления, проявляют свойства сильных окислителей  (`"H"_2"SO"_4`  является сильным окислителем только при высокой концентрации):

`"Cu" + 2"H"_2"SO"_(4  "конц") -> "CuSO"_4  + "SO"_2uarr + 2"H"_2"O"`;

`"C"+2"H"_2"SO"_(4  "конц") -> "CO"_2uarr + 2"SO"_2uarr + 2"H"_2"O"`;

`"P" + 5"HNO"_(3  "конц") -> "H"_3"PO"_4 + 5"NO"_2uarr + "H"_2"O"`;

`"S"+6"HNO"_(3  "конц") -> "H"_2"SO"_4+6"NO"_2 uarr+2"H"_2"O"`;

`"S"+2"H"_2"SO"_(4  "конц") -> 3"SO"_2 uarr +2"H"_2"O"`.