Какие кислоты проявляют кислотные свойства
Классификация кислот
Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:
1) Наличие атомов кислорода в кислоте
| Кислородсодержащие | Бескислородные |
| H3PO4,HNO3,HNO2,H2SO4,H3PO4,H2CO3,H2CO3, HClO4 все органические кислоты (HCOOH, CH3COOH и т.д.) | HF, HCl, HBr, HI, H2S |
2) Основность кислоты
Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H+, а также замещаться на атомы металла:
| одноосновные | двухосновные | трехосновные |
| HBr, HCl, HNO3, HNO2, HCOOH, CH3COOH | H2SO4, H2SO3, H2CO3, H2SiO3 | H3PO4 |
3) Летучесть
Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.
| Летучие | Нелетучие |
H2S, HCl, CH3COOH, HCOOH | H3PO4, H2SO4, высшие карбоновые кислоты |
4) Растворимость
| Растворимые | Нерастворимые |
| HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2SO3, H2SO4, HNO3, HNO2, H3PO4, H2CO3, CH3COOH, HCOOH | H2SiO3, высшие карбоновые кислоты |
5) Устойчивость
| Устойчивые | Неустойчивые |
| H2SO4, H3PO4, HCl, HBr, HF | H2CO3, H2SO3 |
6) Способность к диссоциации
хорошо диссоциирующие (сильные) | малодиссоциирующие (слабые) |
H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 | H2CO3, H2SO3, H2SiO3 |
7) Окисляющие свойства
слабые окислители (проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H+) | сильные окислители (проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента) |
практически все кислоты кроме HNO3 и H2SO4 (конц.) | HNO3 любой концентрации, H2SO4 (обязательно концентрированная) |
Химические свойства кислот
1. Способность к диссоциации
Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:
либо в таком виде: HCl = H+ + Cl—
либо в таком: HCl → H+ + Cl—
По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.
В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать в уравнении вместо знака две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:
CH3COOH CH3COO— + H+
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H+ :
H3PO4 H+ + H2PO4—
H2PO4— H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H3PO4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H2PO4— , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO42-. Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H+.
Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:
H2SO4 2H+ + SO42-
2. Взаимодействие кислот с металлами
Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H2SO4(конц.) и HNO3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:
H2SO4(разб.) + Zn ZnSO4 + H2
2HCl + Fe FeCl2 + H2
Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H2SO4 (конц.) и HNO3, то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.
3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами
Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:
H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H2O
6HNO3 + Fe2O3 2Fe(NO3)3 + 3H2O
H2SiO3 + FeO ≠
4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами
HCl + NaOH H2O + NaCl
3H2SO4 + 2Al(OH)3 Al2(SO4)3 + 6H2O
5. Взаимодействие кислот с солями
Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:
H2SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4↓ + 2HNO3
CH3COOH + Na2SO3 CH3COONa + SO2↑ + H2O
HCOONa + HCl HCOOH + NaCl
6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот
Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).
Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO3 и концентрированной H2SO4 без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.
В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.
Высокая окислительная способность концентрированной серной и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:
7. Восстановительные свойства бескислородных кислот
Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:
4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
16HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2
14НI + K2Cr2O7 3I2↓ + 2Crl3 + 2KI + 7H2O
Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.
6HI + Fe2O3 2FeI2 + I2↓ + 3H2O
2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I2↓ + 2HCl
Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H2S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:
2H2S + SO2 3S↓+ 2H2O
Источник
Общие свойства кислот. Классификация
Кислоты — класс сложных химических веществ, состоящих из атомов водорода и кислотных остатков.
В первую очередь кислоты делятся на:
- органические или карбоновые и
- неорганические или минеральные.
Свойства карбоновых кислот подробно разбираются в статье Карбоновые кислоты (ссылка на статью)
В зависимости от количества атомов водорода, которые могут замещаться в химических реакциях различают:
- одноосновные кислоты
- двухосновные кислоты
- трехосновные кислоты.
Не смотря на то, что в уксусной кислоте четыре атома водорода, три из них принадлежат кислотному остатку и в реакциях замещения не участвуют. Соответственно, уксусная кислота — одновалентная.
Свойства неорганических кислот также зависят от наличия в их составе кислорода и делятся на
- бескислородные
- кислородсодержащие.
Растворы кислот способны диссоциировать и проводить электрический ток т.е. являются электролитами. В зависимости от степени диссоциации делятся на:
- сильные
- слабые электролиты.
Химия. 8 класс. Учебник
Учебник написан преподавателями химического факультета МГУ им. М. В. Ломоносова. Отличительными особенностями книги являются простота и наглядность изложения материала, высокий научный уровень, большое количество иллюстраций, экспериментов и занимательных опытов, что позволяет использовать её в классах и школах с углублённым изучением естественно-научных предметов.
Купить
Химические свойства кислот
1. Диссоциация
При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.
HNO3 → H+ + NO-3
HCl → H+ + Cl-
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО-4 (первая ступень)
Н2РО-4 ↔ Н+ + НРO2-4 (вторая ступень)
НРО2-4 ↔ Н+ + PОЗ-4 (третья ступень)
2. Разложение
Кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксиды и воду.
H2CO3 → H2O + CO2↑
Бескислородные на простые вещества
3. Реакция с металлами
Кислоты реагируют лишь с теми металлами, что стоят в ряду активности до кислорода. В результате взаимодействия образуется соль и выделяется водород.
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑
Найти ряд активности можно на последней странице электронного учебника
«Химия 9 класс» под редакцией В. В. Еремина.
Бдительные ученики могут сказать: «Золото стоит в ряду активности металлов после водорода, а с „царской водкой“ реагирует. Как же так?»
Из всех правил есть исключения.
Поскольку в состав азотной кислоты входит азот со степенью окисления +5, а в состав серной — сера со степенью окисления +6, то с металлами реагируют не ионы водорода, а более сильные окислители. Образуется соль, но не происходит выделения водорода.
Au + HNO3 + 4HCl → HAuCl4 + NO + 2H2O.
4. Реакции с основаниями
В результате образуются соль и вода, происходит выделение тепла.
Na2CO3 + 2CH3 — COOH → 2CH3 — COONa + H2O + CO2↑.
Реакции такого типа называются реакциями нейтрализации. Простейшая реакция, которую можно провести на собственной кухне — гашение соды столовым уксусом или 9%раствором уксусной кислоты.
5. Реакции кислот с солями
Вспомним, когда мы разбирали ионные уравнения ( ссылка на статью), одним из условий протекания реакций было образование в ходе взаимодействия нерастворимой соли, выделение летучего газа или слабо диссоциирующего вещества — например, воды. Те же условия сохраняются и для реакций кислот с солями.
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl↑
6. Реакция кислот с основными и амфотерными оксидами
В ходе реакции образуется соль и происходит выделение воды.
K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O
7. Восстановительные свойства бескислородных кислот
Если в окислительных реакциях первую скрипку играет водород, то в восстановительных реакциях основная роль принадлежит анионному остатку. В результате реакций образуются свободные галогены.
4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
Физические свойства кислот
При нормальных условиях (Атмосферное давление = 760 мм рт. ст. Температура воздуха 273,15 K = 0°C) кислоты чаще жидкости, хотя встречаются и твердые вещества: например ортофосфорная H3PO4 или кремниевая H2SiO3.
Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде: фтороводородная-HF, соляная-HCl, бромоводородная-HBr.
Кислотные свойства кислот в ряду HF → HCl → HBr → HI усиливаются.
Для некоторых кислот (соляная, серная, уксусная) характерен специфический запах.
Благодаря наличию ионов водорода в составе, кислоты обладают характерным кислым вкусом.
Химическая лаборатория не ресторан, и в целях безопасности существует жесткий запрет на опробование на вкус химических веществ.
Как же можно определить кислота в пробирке или нет?
В 1300 году был открыт лакмус, и с тех пор алхимикам и химикам не пришлось рисковать своим здоровьем, пробуя на вкус содержимое пробирок. Запомните, что лакмус в кислой среде краснеет.
Вторым широко используемым индикатором является фенолфталеин.
Простой мнемонический стишок поможет запомнить, как ведут себя индикаторы в разных средах.
Индикатор лакмус — красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус — синий,
Щёлочь здесь — не будь разиней,
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеиновый — в щелочах малиновый
Но несмотря на это в кислотах он без цвета.
Что ещё почитать?
Неметаллы
Биография Д.И. Менделеева. Интересные факты из жизни великого химика
Карбоновые кислоты
Массовая доля вещества
18HBr + 2KMnO4 →2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2
14НI + K2Cr2O7 →3I2↓ + 2Crl3 + 2KI + 7H2O
#ADVERTISING_INSERT#
Источник
Кислоты (неорганические, минеральные) — это сложные соединения состоящие из катиона водорода (H+) и аниона кислотного остатка(SO32-, SO42-, NO3— и т.д).
Кислотам дали такое название не просто так. Большинство из них имеют кислый вкус. С некоторыми из них знаком каждый из вас. Это, например, уксусная кислота, которая есть в каждом доме, аскорбиновая кислота (она же витамин C), лимонная кислота и т.д. Но не стоит все кислоты пробовать на вкус. Кислоты являются очень едкими веществами. Даже всем нам привычная и известная аскорбиновая кислота в большой концентрации будет вредна нашему организму. А от более сильных кислот — серной, соляной и даже уксусной — можно получить очень сильные ожоги, вплоть до летального исхода. Поэтому при работе с кислотами нужно быть осторожными, а также соблюдать технику безопасности!!!
Таблица названий некоторых кислот и их солей
| Название кислоты | Формула | Название соли |
|---|---|---|
| Серная | H2SO4 | Сульфат |
| Сернистая | H2SO3 | Сульфит |
| Сероводородная | H2S | Сульфид |
| Соляная (хлористоводородная) | HCl | Хлорид |
| Фтороводородная (плавиковая) | HF | Фторид |
| Бромоводородная | HBr | Бромид |
| Йодоводородная | HI | Йодид |
| Азотная | HNO3 | Нитрат |
| Азотистая | HNO2 | Нитрит |
| Ортофософорная | H3PO4 | Фосфат |
| Угольная | H2CO3 | Карбонат |
| Кремниевая | H2SiO3 | Силикат |
| Уксусная | CH3COOH | Ацетат |
Классификация кислот
| По содержанию кислорода | |
|---|---|
| Кислородсодержащие (H2SO4) | Бескислородные (HCl) |
| По количеству содержащихся катионов водорода (H+) | ||
|---|---|---|
| Одноосновные (HCl) | Двухосновные (H2SO4) | Трёхосновные (H3PO4) |
Понятие «одноосновная кислота» произошло по причине того, что для нейтрализации одной молекулы одноосновной кислоты нам понадобится одна молекула основания. для двухосновной — соответственно две молекулы и т. д.
| По растворимости (в воде) | |
|---|---|
| Растворимые (HCl) | Нерастворимые (H2SiO3) |
| По силе (степени диссоциации) | |
|---|---|
| Сильные (H2SO4) | Слабые (CH3COOH) |
| По летучести | |
|---|---|
| Летучие (H2S) | Нелетучие (H2SO4) |
| По устойчивости | |
|---|---|
| Устойчивые (H2SO4) | Неустойчивые (H2CO3) |
Свойства кислот
Изменение цвета индикаторов в кислой среде
| Индикатор | Нейтральная среда | Кислая среда |
|---|---|---|
| Метилоранж | оранжевый | красный |
| Лакмус | фиолетовый | красный |
| Фенолфталеин | бесцветный | бесцветный |
| Бромтимоловый синий | зеленый | желтый |
| бромкрезоловый зеленый | синий | желтый |
Химические свойства кислот
- Взаимодействие с металлами (в ряду активности находящихся до водорода), протекает с выделением газообразного водорода и образованием солей:
H2SO4 + 2Na → Na2SO4 + H2↑
Металлы, находящиеся в ряду активности после водорода, не вступают в реакцию с кислотой (кроме концентрированной серной кислоты).
Азотная и концентрированная серная кислоты проявляют свойства окислителей, и продукты реакций будут зависеть от концентрации, температуры и природы восстановителя.
- Взаимодействуют с оксидами основных и амфотерных металлов с образованием солей и воды:
H2SO4 + MgO → MgSO4 + H2O
- С основаниями, с образованием солей и воды (так называемая реакция нейтрализации):
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O
- Кислоты могут взаимодействовать с солями, если в результате реакции будет образовываться нерастворимая соль, или выделяться газ:
H2SO4 + K2CO3 → K2SO4 + H2O + CO2↑
- Сильные кислоты могут вытеснять из солей более слабые кислоты:
3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4
Получение кислот
- Взаимодействие кислотного оксида с водой:
H2O + SO3 →H2SO4
- Взаимодействие водорода и неметалла:
H2 + Cl2 → 2HCl
- Вытеснение слабой кислоты из солей, более сильной кислотой:
3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4
Применение кислот
В настоящее время, минеральные и органические кислоты находят множество сфер применения.
Серная кислота (H2SO4), находит широкое применение в химической технологии, для производства лакокрасочных материалов, производстве минеральных удобрений, в пищевой промышленности (пищевая добавка Е513), в качестве электролита в производстве аккумуляторных батарей.
Раствор двухромовокислого калия в серной кислоте (хромовая смесь) используются в лабораториях для мытья химической посуды. Являясь сильным окислителем, хромка позволяет отмывать посуду от следов загрязнений органическими веществами. Так же, хромовая смесь используется в органическом синтезе.
Борная кислота (H3BO3) используется в медицине как антисептик, в качестве флюса при пайке металлов, как борсодержащее удобрение, в домашнем хозяйстве используется как средство от тараканов.
Широко известны в домашнем использовании при выпечке уксусная и лимонная кислоты. Также в быту их используют для удаления накипи.
Знакомая всем с детства аскорбиновая кислота, более известная в народе как витамин С, применяется при лечении простудных заболеваний.
Азотная кислота (HNO3) находит применение при производстве взрывчатых веществ, при производстве минеральных азотсодержащих удобрений (аммиачная, калиевая селитра), в производстве лекарственных средств (нитроглицерин).
Источник
Кислотными свойствами называют те, которые наиболее сильно проявляются в данной среде. Их существует целый ряд. Необходимо уметь определять кислотные свойства спиртов и других соединений не только для выявления содержания в них соответствующей среды. Это также важно для распознавания изучаемого вещества.
Существует множество тестов на наличие кислотных свойств. Наиболее элементарный – погружение в вещество индикатора – лакмусовой бумаги, которая реагирует на содержание водорода, розовея или краснея. Причем более насыщенный цвет демонстрирует более сильную кислоту. И наоборот.
Кислотные свойства усиливаются вместе с увеличением радиусов отрицательных ионов и, следовательно, атома. Это обеспечивает более легкое отщепление частиц водорода. Это качество является характерным признаком сильных кислот.
Существуют наиболее характерные кислотные свойства. К ним относятся:
– диссоциация (отщепление катиона водорода);
– разложение (образование кислотного оксида и воды под воздействием температуры и кислорода);
– взаимодействие с гидроксидами (в результате которого образуются вода и соль);
– взаимодействие с оксидами (в результате также образуются соль и вода);
– взаимодействие с металлами, предшествующими водороду в ряду активности (образуется соль и вода, иногда с выделением газа);
– взаимодействие с солями (только в том случае, если кислота сильнее той, которой образована соль).
Часто химикам приходится самостоятельно получать кислоты. Для их выведения существует два способа. Один из них – смешение кислотного оксида с водой. Этот способ используется наиболее часто. А второй – взаимодействие сильной кислоты с солью более слабой. Его используют несколько реже.
Известно, что кислотные свойства проявляются и у многих органических веществ. Они могут быть выражены сильнее или слабее в зависимости от строения ядер атомов. К примеру, кислотные свойства спиртов проявляются в способности отщеплять катион водорода при взаимодействии с щелочами и металлами.
Алкоголяты – соли спиртов – способны гидролизоваться под действием воды и выделять спирт с гидроксидом металла. Это доказывает, что кислотные свойства этих веществ слабее, чем у воды. Следовательно, среда выражена в них сильнее.
Кислотные свойства фенола гораздо сильнее в связи с повышенной полярностью ОН-соединения. Поэтому данное вещество может реагировать также с гидроксидами щелочноземельных и щелочных металлов. В результате образуются соли – феноляты. Чтобы выявить фенол, наиболее эффективно использовать качественную реакцию с хлоридом железа (III), в которой вещество приобретает сине-фиолетовую окраску.
Итак, кислотные свойства в различных соединениях проявляются одинаково, но с разной интенсивностью, что зависит от строения ядер и полярности водородных связей. Они помогают определять среду вещества и его состав. Наряду с данными свойствами, существуют также и основные, которые усиливаются с ослаблением первых.
Все эти характеристики проявляются в большинстве сложных веществ и составляют важную часть окружающего нас мира. Ведь именно за их счет проходят многие процессы не только в природе, но и в живых организмов. Поэтому кислотные свойства крайне важны, без них была бы невозможна жизнь на земле.
Источник