Чем можно объяснить общие свойства кислот

Химические свойства кислот

8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ

Кислоты — это сложные химические вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться атомами металла, и кислотных остатков.

Рассмотрим подробнее общие свойства кислот.

Диссоциация

Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка. Диссоциация кислот происходит ступенчато. По способности к диссоциации кислоты разделяют на две группы:

Хорошо диссоциирующие (сильные): H₂SO₄, HCl, HBr, HNO₃, HClO₄, HI.

Разложение

В результате реакций разложения кислородсодержащих кислот образуются кислотный оксид и вода. Бескислородные кислоты образуют простые вещества. Для разложения некоторых кислот необходимо нагревание или излучение (HCl, HNO₃, H₃PO₄) другие же разлагаются самопроизвольно в момент образования (H₂CO₃, H₂SO₃, HNO₂).

Взаимодействие кислот с металлами

Металл может вытеснять водород из кислоты только в том случае, если металл стоит левее водорода в ряду активности металлов. Продукты реакции — соль и водород.

При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.

Высокая окислительная способность серной и азотной кислот позволяет им вступать в реакции с металлами. Продукты реакции будут зависеть от активности металла и от концентрации кислот.

Таблица: химические свойства кислот-окислителей

На холоду — пассивация

На холоду — пассивация

Реакция не проходит

На холоду — пассивация

На холоду — пассивация

Взаимодействие кислот с основаниями

Кислоты реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами, в результате образуются соль и вода. Взаимодействие кислот с основаниями называют реакцией нейтрализации.

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Взаимодействие кислот с солями

Сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей, при этом образуются новая соль и новая кислота. Условие протекания реакции кислот с солями — одним из продуктов реакции должны быть нерастворимая соль или слабая кислота, вода, газ.

Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты вступают в реакцию с основными и амфотерными оксидами (последние ведут себя как основные оксиды). В результате реакции образуется соль и вода.

Восстановительные свойства бескислородных кислот

Бескислородные кислоты (кроме HF) проявляют восстановительные свойства за счет химического элемента, который входит в состав аниона, при действии на них различных окислителей.

Например, в качестве окислителей для всех галогеноводородных кислот выступают диоксид марганца MnO₂, перманганат калия KMnO₄, дихромат калия K₂Cr₂O₇.

Результат этих реакций — образование свободных галогенов.

Из галогеноводородных кислот наибольшая восстановительная активность — у йодоводородной. Ее могут окислять оксид железа (III) и соль трехвалентного железа.

Высокая восстановительная активность характерна для сероводородной кислоты, она может быть окислена диоксидом серы.

Способность окрашивать индикаторы

Индикаторы кислот — это специальные вещества, при помощи которых определяют наличие кислот в растворе.

Вопросы для самоконтроля

С чем реагируют кислоты?

При каких условиях кислоты взаимодействуют с солями? Приведите пример.

Составьте уравнения реакций и назовите продукты реакций:

Разбавленный раствор серной кислоты реагирует с: медью, хлоридом меди, сульфатом меди, цинком?

Соляная кислота вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

Источник

Кислоты. Химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Кислоты – сложные вещества, которые при взаимодействии с водой образуют в качестве катионов только ионы Н + (или Н₃О + ).

Получение кислот

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой. При этом с водой реагируют при обычных условиях только те оксиды, которым соответствует кислородсодержащая растворимая кислота.

кислотный оксид + вода = кислота

При этом оксид кремния (IV) с водой не реагирует:

2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.

Неметалл + водород = бескислородная кислота

H₂ 0 + Cl₂ 0 → 2 H + Cl —

3. Электролиз растворов солей. Как правило, для получения кислот электролизу подвергают растворы солей, образованных кислотным остатком кислородсодержащих кислот. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

4. Кислоты образуются при взаимодействии других кислот с солями. При этом более сильная кислота вытесняет менее сильную.

Например: карбонат кальция CaCO₃ (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

5. Кислоты можно получить окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями.

Химические свойства кислот

1. В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода Н + и анионы кислотных остатков. При этом сильные кислоты диссоциируют почти полностью, а слабые кислоты диссоциируют частично.

HCl → H + + Cl –

Если говорить точнее, происходит протолиз воды, и в растворе образуются ионы гидроксония:

HCl + H₂O → H₃O + + Cl –

Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато.

HSO₃ – ↔ H + + SO₃ 2–

2. Кислоты изменяют окраску индикатора. Водный раствор кислот окрашивает лакмус в красный цвет, метилоранж в красный цвет. Фенолфталеин не изменяет окраску в присутствии кислот.

С нерастворимыми основаниями и соответствующими им оксидами взаимодействуют только растворимые кислоты.

нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

основный оксид + растворимая кислота = соль + вода

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.

С сильными основаниями (щелочами) и соответствующими им оксидами реагируют любые кислотами.

щёлочь_{(избыток)}+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота_{(избыток)} = кислая соль + вода

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 1:2 образуются гидрофосфаты:

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

4. Растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода

5. Некоторые кислоты являются сильными восстановителями. Восстановителями являются кислоты, образованные неметаллами в минимальной или промежуточной степени окисления, которые могут повысить свою степень окисления (йодоводород HI, сернистая кислота H₂SO₃ и др.).

4H I — + 2 Cu +2 Cl₂ → 4HCl + 2 Cu + I + I₂ 0

6. Кислоты взаимодействуют с солями.

Кислота₁ + растворимая соль₁ = соль₂ + кислота₂/оксид + вода

Ag + NO₃ — + H + Cl — → Ag + Cl — ↓ + H + NO₃ —

7. Кислоты взаимодействуют с кислыми и основными солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные из кислых солей. Либо кислые соли реагируют с кислотами с образованием более кислых солей.

кислая соль₁ + кислота₁ = средняя соль₂ + кислота₂/оксид + вода

KHCO₃ + HCl → KCl + CO₂ + H₂O

Ещё пример : гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:

При взаимодействии основных солей с кислотами образуются средние соли. Более сильные кислоты также вытесняют менее сильные из солей.

Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.

Al (OH) Cl₂ + HCl → AlCl₃ + H₂O

8. Кислоты взаимодействуют с металлами.

При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Однако минеральные кислоты и кислоты-окислители взаимодействуют по-разному.

К минеральным кислотам относятся соляная кислота HCl, разбавленная серная кислота H₂SO₄, фосфорная кислота H₃PO₄, плавиковая кислота HF, бромоводородная HBr и йодоводородная кислоты HI.

Такие кислоты взаимодействуют только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

При взаимодействии минеральных кислот с металлами образуются соль и водород:

минеральная кислота + металл = соль + H₂↑

Fe + 2 H + Cl → Fe +2 Cl₂ + H₂ 0

Сероводородная кислота H₂S, угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и кремниевая H₂SiO₃ с металлами не взаимодействуют.

Кислоты-окислители (азотная кислота HNO₃ любой концентрации и серная концентрированная кислота H₂SO_4(конц)) при взаимодействии с металлами водород не образуют, т.к. окислителем выступает не водород, а азот или сера. Продукты восстановления азотной или серной кислот бывают различными. Определять их лучше по специальным правилам. Эти правила подробно разобраны в статье Окислительно-восстановительные реакции. Я настоятельно рекомендую выучить их наизусть.

9. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.

Угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и азотистая HNO₂ кислоты разлагаются самопроизвольно, без нагревания:

Кремниевая H₂SiO₃, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:

Азотная кислота HNO₃ разлагается при нагревании или на свету:

Источник

Чем можно объяснить общие свойства кислот

Вспомним определение кислот в свете атомно-молекулярного учения. Кислоты — это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способного замещаться на металл, и кислотного остатка.

Почему в определении есть уточнение: «способного замещаться на металл»? Зная состав органических кислот, нетрудно объяснить это уточнение. Например, уксусная кислота содержит только один такой атом, хотя в её составе четыре атома водорода:
Mg + 2СН₃СООН –> (CH₃COO)₂Mg + H₂↑
Mg + 2CH₃COOH = 2СН₃СОO – + Mg 2+ + H₂↑

Дадим определение кислотам в свете теории электролитической диссоциации. Кислоты — это электролиты, которые диссоциируют с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка.

Газообразные аммиак и хлороводород взаимодействуют друг с другом с образованием твёрдых микроскопических частиц хлорида аммония, воспринимаемых наблюдателем как частички дыма: NH₃ + НСl = NH₄Cl

Этот эксперимент плохо объясняется с точки зрения теории электролитической диссоциации. Аналогичное явление наблюдается и при взаимодействии аммиака с газообразным метиламином с образованием хлорида метиламмония: CH₃NH₂ + НСl —> [CH₃NH₃]Cl

Мы подошли к рассмотрению кислот в свете протонной теории. Она получила такое название, поскольку, когда атом водорода теряет свой единственный электрон и превращается в катион водорода, остаётся ядро, состоящее из протона. Дадим определение кислотам с точки зрения протонной теории. Кислоты — это доноры катионов водорода.

Вспомним донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи при формировании катиона аммония:

Катионы водорода обусловливают изменение окраски индикаторов — фиолетового лакмуса и метилового оранжевого на красный, а также общие химические свойства кислот.

Химические свойства кислот.

Например, нитрат-анион NO₃ – обладает сильными окислительными свойствами. Поэтому азотная кислота, несмотря на присутствие в растворе катионов водорода, совсем по-другому реагирует с металлами. Независимо от положения металла в электрохимическом ряду напряжений водород в таких реакциях не выделяется. Продуктами восстановления азотной кислоты могут быть оксиды азота, азот и даже аммиак (соли аммония):
Сu + 4НNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2Н₂O
3Сu + 8HNO₃(paзб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4Н₂O

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами протекает с участием сульфат-аниона, и, как в случае с азотной кислотой, водород в таких реакциях не образуется:

Сu + 2Н₂SO₄(конц.) = CuSO₄ + SO₂↑ + 2Н₂O

Окислительные свойства проявляют и органические кислоты. Например, муравьиная кислота, будучи веществом с двойственной природой — альдегидокислотой, даёт реакцию серебряного зеркала:
НСООН + Ag₂O —> СO₂ + Н₂O + 2Ag↓

Дополнительные материалы (таблицы )

Конспект урока по химии «Неорганические и органические кислоты». В учебных целях использованы цитаты из пособия «Химия. 11 класс : учеб, для общеобразоват. организаций : базовый уровень / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, С. А. Сладков. — М. : Просвещение». Выберите дальнейшее действие:

Источник

Кислоты — классификация, свойства, получение и применение.

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

Классификация кислот

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.

Свойства кислот

Изменение цвета индикаторов в кислой среде

Химические свойства кислот

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.

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

H₂SO₄ + K₂CO₃ → K₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

3H₂SO₄ + 2K₃PO₄ → 3K₂SO₄ + H₃PO₄

Получение кислот

H₂O + SO₃ →H₂SO₄

H₂ + Cl₂ → 2HCl

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