Кислоты

Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н⁺(по теории электролитической диссоциации Аррениуса). Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием – вещество, способное принимать протоны.

Любая реакция отщепления протона выража­ется уравнением: кислота → основание + Н⁺

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

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

Так, например, фторид алюминия AlF₃ – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

AlF₃ + :NH₃ [AlF₃]:[NH₃]

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отда­вать электронные пары, называют основаниями Льюиса. В приведенном примере аммиак является основанием.

Поскольку сущест­вуют различные определения кислот, то их классификация и но­менклатура довольно условны.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HCl, HNO₃), двухосновные (Н₂СО₃, Н₂SO₄) и трехосновные (Н₃РO₄).

По составу кислоты делят на бескислородные (НBr, Н₂S) и ки­слородсодержащие (НСlO₄, Н₂CO₃).

Названия бескислородных кислот производятся от названия не­металла с прибавлением окончания -водородная:

Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ноя, -воя, если степень окис­ления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

В ряду НСlO – НСlO₂ НСlO₃ НСlO₄ происходит усиление кислотных свойств с воз­растанием степени окисления центрального атома, т.к. уменьшается прочность связи О–Н (когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи O–Сl оттягива­ется некоторая доля электронной плотности, в результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи О–Н, которая за счет этого ослабляется). Такая закономерность характерна для других элементов.

Получение кислот.

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

Н₂ + Cl₂ → 2НСl

Н₂ + S Н₂S

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

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

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

BaBr₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HBr

CuSO₄ + H₂S → H₂SO₄ + CuS↓

AgNO₃ + HCl → AgCl↓ + HNO₃

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использова­ны окислительно-восстановительные реакции:

3Р + 5HNO₃ + 2Н₂О = 3Н₃РO₄ + 5NO↑

Химические свойства кислот можно разделить на две группы:

1) общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона Н* (иона гидроксония Н₃О⁺);

2) специфические т.е. характерные для конкретных кислот.

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O

Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски. Причины изменения окраски индикаторов связаны с изменением строения и вытекающим отсюда изменением светопоглощения.

Вторая группа реакций кислот связана со специфическими осо­бенностями различных кислот и подразделяется на два типа: реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и окислительно-восстановительные превращения (качест­венные реакции).

Аg⁺ + Сl → AgCl↓ белый осадок

Ва²⁺ + SO₄^2– → ВаSO₄↓ белый осадок

3Аg⁺+РO₄^3– →Аg₃РO₄↓ желтый осадок

Другой большой подкласс специфических реакций кислот связан с их окислительно-восстановительными возможностями.

Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окис­ляться:

2КМnO₄ + 16НСl = 5Сl₂ + 2КСl + 2МnСl₂ + 8Н₂О

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления прояв­ляют свойства сильных окислителей:

Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

C + 2H₂SO₄(конц.) → CO₂ + SO₂ + 2H₂O

Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Соли

Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода Н⁺ и гидроксид-ионы ОН^–.

Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные:

- в средних солях все атомы во­дорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла: хлорид натрия NaCl, сульфид железа (II) FeS, карбонат кальция СаСО₃, сульфат железа (III) Fe₂(SO)₃, перманганат калия КМnO₄, дихромат калия К₂Cr₂O₇.

По международной но­менклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозна­чается приставкой гидро-, а группа ОН – приставкой гидрокси-.

- в кислых солях атомы во­дорода соответствующей кислоты замещены только частично: NaHS – гидросульфид натрия, NaHSO₃ – гидросульфит натрия.

- в основных солях группы ОН^– соответствующего основания частично замещены на ки­слотные остатки: Мg(ОН)Сl – гидроксихлорид магния, Аl(ОН)₂Сl – дигидроксихлорид алюминия.

Существуют также некоторые другие типы солей, например: двойные соли – СаСО₃∙МgСО₃ (доломит), КСl∙МаСl (сильвинит), КАl(SO₄)₂ (алюмокалиевые квасцы); смешанные соли – СаОСl₂ или Са(ОСl)Сl; ком­плексные соли, в состав которых входит комплексный ион, состоя­щий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами – K₃[Fe(СN)₆] (крас­ная кровяная соль или гексацианоферрат (III) калия), [Ag(NH₃)₂]Сl хлорид диамминсеребра (I); гидратные соли, в которых содержатся молекулы кристаллизационной воды – CuSO₄∙5H₂O (пентагидрат сульфата меди (II) или медный купорос), Na₂SO₄∙10Н₂O глауберова соль.

Способы получения. Соли тесно свя­заны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли бескислородных кислот, кроме того, могут быть получе­ны при непосредственном взаимодействии металлов и неметаллов.

Химические свойства.Многие соли устойчивы при нагревании. Однако, соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются:

NH₄Cl → NH₃ + HCl NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

CaCO₃ → CaO + CO₂ 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Соли могут реагировать с кислотами, солями или основаниями, а также проявлять окислительные и восстановительные свойства.

AgNO₃ + KBr → AgBr + KNO₃

CuCl₂ + ₂NaOH → Cu(OH)₂ + 2NaCl

Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ → 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

Растворимость важнейших солей в воде:

- все соли HNO₃ и СН₃СООН растворимы;

- большинство солей HCl растворимы (кроме AgCl, CuCl, PbCl₂, Hg₂Cl₂);

- большинство солей H₂SO₄ растворимы (кроме BaSO₄, SrSO₄, PbSO₄; CaSO₄ малораствор-м);

- средние соли слабых и средних кислот (H₃PO₄, H₂SiO₃, HNO₂, H₂S, H₂CO₃ и др.) не растворимы, кроме солей NH₄⁺ и щелочных металлов (без Li);

- большинство кислых солей растворимы (кроме CaHPO₄; Ca(H₂PO₄)₂ малорастворим).