Главная / Теория / Свойства кислот

Кислоты: Классификация, Свойства, Получение

В этом разделе

Подробный разбор классификации, физических и химических свойств, а также способов получения кислот.

1. Классификация кислот

Кислоты — это сложные вещества, молекулы которых состоят из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка, способные замещаться на атомы металлов с образованием солей.

По наличию кислорода:

По основности (числу атомов водорода):

По силе (степени диссоциации):

По стабильности:

2. Физические свойства

При обычных условиях кислоты могут быть твердыми или жидкими. Газообразные вещества (HCl, H₂S) проявляют кислотные свойства только в водном растворе.

ФормулаНазвание / Физические свойства / Фото
Жидкие при н.у. (и растворы)
H₂SO₄
Название: Серная кислота

Физические свойства: Тяжелая маслянистая жидкость, бесцветная. Обугливает органику.

Фото:
Серная кислота
HNO₃
Название: Азотная кислота

Физические свойства: Бесцветная, летучая жидкость. При хранении желтеет/буреет (из-за выделения NO₂ — "дымящая азотная кислота").

Фото:
Азотная кислота
HCl, HBr, HI, HF
Название: Галогеноводородные
кислоты

Физические свойства: Растворы газов в воде. Бесцветные жидкости с резким удушливым запахом (особенно концентрированные).

Фото:
Галогеноводородные кислоты
HMnO₄
Название: Марганцовая кислота

Физические свойства: Существует только в водном растворе, который имеет интенсивный малиново-фиолетовый (почти черный при высокой концентрации) цвет.

Фото:
Марганцовая кислота
Твердые вещества при н.у.
H₃PO₄
Название: Фосфорная кислота

Физические свойства: Бесцветные кристаллы, очень гигроскопичны (на воздухе расплываются в густую сиропообразную жидкость).

Фото:
Фосфорная кислота
H₂SiO₃
Название: Кремниевая кислота

Физические свойства: Водонерастворимый студенистый бесцветный или белый осадок ("гель").

Фото:
Кремниевая кислота
H₂CrO₄
Название: Хромовая кислота

Физические свойства: В чистом виде - красные кристаллы, в растворе имеет желто-оранжевый цвет.

Фото:
Хромовая кислота

3. Получение кислот

\n \n
Способ получения Примеры реакций и условия
1. Взаимодействие неметаллов с водородом
(для бескислородных кислот)
Сначала из простых веществ синтезируют газ, который затем растворяют в воде:
H₂ + Cl₂ hν→ 2HCl (хлороводород → соляная кислота)
H₂ + S t°→ H₂S (сероводород → сероводородная кислота)
2. Взаимодействие кислотных оксидов с водой
(для кислородсодержащих кислот)
Большинство кислотных оксидов легко растворяются в воде, образуя кислоты:
SO₃ + H₂O → H₂SO₄
P₂O₅ + 3H₂O t°→ 2H₃PO₄ (в горячей воде образуется ортофосфорная)
N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃
Исключение: SiO₂ (песок) с водой не реагирует, поэтому H₂SiO₃ так получить нельзя.
3. Вытеснение сильной кислотой (обмен)
Твердые соли используют для получения летучих кислот (концентрированная серная кислота вытесняет HCl и HNO₃):
2NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.) t°→ Na₂SO₄ + 2HCl↑
В растворе сильная кислота вытесняет слабую или нерастворимую:
CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑
CaCO₃ и HCl (Выделение CO₂)
После

Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂SiO₃↓
4. Окисление неметаллов
Кислоты-окислители окисляют неметаллы (С, P, S) до их высших кислот:
3P + 5HNO₃(разб.) + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO↑
Диспропорционирование галогенов в воде:
Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO

Задание: Допишите и уравняйте реакции (ПОЛУЧЕНИЕ)

Уравнения

Допишите продукты реакций и расставьте коэффициенты:

  1. H₂ + Cl₂ (свет) →
  2. SO₃ + H₂O →
  3. P₂O₅ + H₂O (нагревание) →
  4. NaCl (тв) + H₂SO₄ (конц, t°) →
  5. CaCO₃ + HCl →
  6. Na₂SiO₃ + HCl →
  7. P + HNO₃ (разб) + H₂O →
  8. Cl₂ + H₂O ⇄
  9. I₂ + Cl₂ + H₂O →
  10. Ag₂SO₄ + HCl →
  11. BaCl₂ + H₂SO₄ →
  12. KCN + H₂SO₄ (разб) →
  13. NO₂ + H₂O + O₂ →
  14. H₂S + Br₂ (в растворе) →
  15. SO₂ + H₂O ⇄

Ответ:

  1. $H_2 + Cl_2 \xrightarrow{h\nu} 2HCl$
  2. $SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4$
  3. $P_2O_5 + 3H_2O \xrightarrow{t^\circ} 2H_3PO_4$
  4. $2NaCl_{(тв)} + H_2SO_4{(конц)} \xrightarrow{t^\circ} Na_2SO_4 + 2HCl\uparrow$
  5. $CaCO_3 + 2HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2\uparrow$
  6. $Na_2SiO_3 + 2HCl \rightarrow 2NaCl + H_2SiO_3\downarrow$
  7. $3P + 5HNO_3{(разб)} + 2H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO\uparrow$
  8. $Cl_2 + H_2O \rightleftarrows HCl + HClO$
  9. $I_2 + 5Cl_2 + 6H_2O \rightarrow 2HIO_3 + 10HCl$
  10. $Ag_2SO_4 + 2HCl \rightarrow 2AgCl\downarrow + H_2SO_4$
  11. $BaCl_2 + H_2SO_4 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2HCl$
  12. $2KCN + H_2SO_4 \rightarrow K_2SO_4 + 2HCN\uparrow$
  13. $4NO_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4HNO_3$
  14. $H_2S + Br_2 \rightarrow 2HBr + S\downarrow$
  15. $SO_2 + H_2O \rightleftarrows H_2SO_3$

4. Химические свойства кислот

Кислоты проявляют общие свойства, обусловленные наличием ионов водорода H⁺.

\n \n
Свойство Реакция
1. Диссоциация в растворе
Сильные кислоты распадаются полностью (полная степень диссоциации):
HCl → H⁺ + Cl⁻
Слабые кислоты диссоциируют обратимо. Многоосновные слабые кислоты — ступенчато:
H₂S ⇄ H⁺ + HS⁻
HSO₃⁻ ⇄ H⁺ + SO₃²⁻

Химические индикаторы в кислой среде (ионы H⁺):
Лакмус: красный
Метилоранж: красный (розоватый)
Фенолфталеин: бесцветный
До (Кислота)
До
После (Лакмус, красный)
После
2. Взаимодействие с металлами
(до H₂)
Реагируют только металлы, стоящие до водорода в ряду напряжений. Выделяется H₂:
Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂↑
Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
До (Цинк)
До
После (Выделение H₂)
После

Железо окисляется неокисляющими кислотами (HCl, H₂SO₄ разб.) строго до +2:
Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑
Внимание: Кислоты-окислители (HNO₃, конц. H₂SO₄) реагируют с металлами иначе — водород никогда не выделяется!
3. Взаимодействие с основными оксидами
Классическая реакция. Кислота разрушает структуру основного оксида:
CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O
До (CuO + HCl)
До
После (Раствор CuCl₂)
После

CaO + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O
4. Взаимодействие с основаниями
(Реакция нейтрализации)
Все кислоты (даже слабые, как кремниевая) реагируют со щелочами. Образуются средние или кислые соли в зависимости от избытка:

C образованием средних солей (при избытке щелочи):
NaOH + HCl → NaCl + H₂O
3NaOH + H₃PO₄ → Na₃PO₄ + 3H₂O

C образованием кислых солей (при избытке многоосновной кислоты):
NaOH + H₃PO₄ (1 : 1) → NaH₂PO₄ + H₂O (дигидрофосфат)
2NaOH + H₃PO₄ (2 : 1) → Na₂HPO₄ + 2H₂O (гидрофосфат)
5. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами
Амфотерные соединения ведут себя с кислотами как обычные основные:
Al₂O₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O
Zn(OH)₂ + 2HBr → ZnBr₂ + 2H₂O
6. Взаимодействие с солями
Реакция идет только если кислота сильнее или менее летучая, либо образуется осадок.

Вытеснение слабой кислоты (образование газа):
K₂CO₃ + 2HCl → 2KCl + CO₂↑ + H₂O
KHCO₃ + HCl → KCl + CO₂↑ + H₂O

Образование кислой соли:
К средним солям многоосновных кислот добавляют свою же кислоту:
K₂HPO₄ + H₃PO₄ → 2KH₂PO₄
CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂

Нейтрализация основных солей:
Кислота связывает ОН-группу:
(CuOH)₂CO₃ + 2H₂SO₄ → 2CuSO₄ + CO₂↑ + 3H₂O
Al(OH)Cl₂ + HCl → AlCl₃ + H₂O

Реакция ионного обмена (выпадение осадка):
AgNO₃ + HCl → AgCl↓ + HNO₃
BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

BaCl₂ + H₂SO₄ (Осадок BaSO₄)
После
7. Окислительно-восстановительные свойства

Кислоты-окислители (HNO₃, H₂SO₄ конц.):
Окисляют металлы (после H), неметаллы (P, S, C) и сложные вещества:
Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

Cu + HNO₃(конц.) (Раствор Cu(NO₃)₂ и NO₂↑)
После

C + 2H₂SO₄(конц.) → CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

Кислоты-восстановители (HI, H₂S, HBr, HCl):
Содержат неметалл в низшей степени окисления, легко отдают электроны:
2HI + Cl₂ → 2HCl + I₂↓
2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O
2KMnO₄ + 16HCl → 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 2KCl + 8H₂O

До (Твердый KMnO₄)
До
После (Выделение Cl₂↑)
После
8. Взаимодействие с аммиаком
Аммиак взаимодействует с кислотами по донорно-акцепторному механизму (ион аммония):
NH₃ + HCl → NH₄Cl (хлорид аммония)
2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄
С многоосновными кислотами при недостатке аммиака образуются кислые соли:
NH₃ + H₃PO₄ → NH₄H₂PO₄ (дигидрофосфат аммония)
9. Термическое разложение

Нестабильные (без нагревания):
Кислоты, в которых "мало воды", сами распадаются в растворе:
H₂CO₃ ⇄ H₂O + CO₂↑
H₂SO₃ ⇄ H₂O + SO₂↑
2HNO₂ ⇄ NO↑ + NO₂↑ + H₂O

При нагревании или освещении:
H₂SiO₃ t°→ H₂O + SiO₂
4HNO₃ hν, t°→ 4NO₂↑ + O₂↑ + 2H₂O
2HI t°→ H₂ + I₂
10. Гидролиз бинарных соединений
Часто соли бинарных соединений полностью гидролизуются растворами кислот (р-ция обмена):

Нитриды и Фосфиды:
Ca₃N₂ + 8HCl → 3CaCl₂ + 2NH₄Cl (аммиак "забирается" кислотой в соль)
Zn₃P₂ + 6HCl → 3ZnCl₂ + 2PH₃↑

Карбиды и Силициды:
Al₄C₃ + 12HCl → 4AlCl₃ + 3CH₄↑ (метанид)
CaC₂ + 2HCl → CaCl₂ + C₂H₂↑ (ацетиленид)
Mg₂Si + 4HCl → 2MgCl₂ + SiH₄↑
11. Специфические свойства плавиковой кислоты
Только водородная плавиковая кислота (HF) способна растворять стекло (оксид кремния):
SiO₂ + 4HF(газ) → SiF₄↑ + 2H₂O (механизм травления)
SiO₂ + 6HF(жидк.) → H₂[SiF₆] + 2H₂O

Задание: Допишите и уравняйте реакции (СВОЙСТВА)

Уравнения

Допишите продукты реакций и расставьте коэффициенты:

  1. Mg + H₂SO₄ (разб) →
  2. Fe + HCl →
  3. CuO + HNO₃ →
  4. NaOH + H₃PO₄ (1:1) →
  5. Al₂O₃ + H₂SO₄ →
  6. K₂CO₃ + HCl →
  7. K₂HPO₄ + H₃PO₄ →
  8. (CuOH)₂CO₃ + H₂SO₄ →
  9. AgNO₃ + HCl →
  10. Cu + H₂SO₄ (конц, t°) →
  11. Ag + HNO₃ (конц) →
  12. C + H₂SO₄ (конц, t°) →
  13. Fe + HNO₃ (разб) →
  14. Cu + HNO₃ (разб) →
  15. P + HNO₃ (конц) →

Ответ:

  1. $Mg + H_2SO_4 \rightarrow MgSO_4 + H_2\uparrow$
  2. $Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow$
  3. $CuO + 2HNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + H_2O$
  4. $NaOH + H_3PO_4 \rightarrow NaH_2PO_4 + H_2O$
  5. $Al_2O_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow Al_2(SO_4)_3 + 3H_2O$
  6. $K_2CO_3 + 2HCl \rightarrow 2KCl + H_2O + CO_2\uparrow$
  7. $K_2HPO_4 + H_3PO_4 \rightarrow 2KH_2PO_4$
  8. $(CuOH)_2CO_3 + 2H_2SO_4 \rightarrow 2CuSO_4 + 3H_2O + CO_2\uparrow$
  9. $AgNO_3 + HCl \rightarrow AgCl\downarrow + HNO_3$
  10. $Cu + 2H_2SO_4{(конц)} \xrightarrow{t^\circ} CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$
  11. $Ag + 2HNO_3{(конц)} \rightarrow AgNO_3 + NO_2\uparrow + H_2O$
  12. $C + 2H_2SO_4{(конц)} \xrightarrow{t^\circ} CO_2\uparrow + 2SO_2\uparrow + 2H_2O$
  13. $Fe + 4HNO_3{(разб)} \rightarrow Fe(NO_3)_3 + NO\uparrow + 2H_2O$
  14. $3Cu + 8HNO_3{(разб)} \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O$
  15. $P + 5HNO_3{(конц)} \rightarrow H_3PO_4 + 5NO_2\uparrow + H_2O$
📝
Практика по неорганической химии
Проверь свои знания. Задания в формате ЕГЭ с подробными решениями.
📋 Зад. 5 — Классификация ⚗️ Зад. 6 — Свойства 🔬 Зад. 7 — Свойства (2) 🧪 Зад. 8 — Свойства (3) 🔗 Зад. 9 — Цепочки ✍️ Зад. 31 — Уравнения