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:
- Бескислородные: HCl, HBr, HI, HF, H₂S.
- Кислородсодержащие: H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄, H₂SiO₃.
По основности (числу атомов водорода):
- Одноосновные: HCl, HNO₃, HF, CH₃COOH.
- Двухосновные: H₂SO₄, H₂S, H₂CO₃.
- Трехосновные: H₃PO₄, H₃AsO₄.
По силе (степени диссоциации):
- Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄.
- Слабые кислоты: HF, H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃, H₂SiO₃, HNO₂, органические кислоты (CH₃COOH).
По стабильности:
- Стабильные: H₂SO₄, HCl, H₃PO₄.
- Нестабильные (разлагаются при н.у. или нагревании): H₂CO₃, H₂SO₃, H₂SiO₃ (при нагревании).
2. Физические свойства
При обычных условиях кислоты могут быть твердыми или жидкими. Газообразные вещества (HCl, H₂S) проявляют кислотные свойства только в водном растворе.
| Формула | Название / Физические свойства / Фото | ||
|---|---|---|---|
| Жидкие при н.у. (и растворы) | |||
| H₂SO₄ | Название: Серная кислота Физические свойства: Тяжелая маслянистая жидкость, бесцветная. Обугливает органику. Фото:  | ||
| HNO₃ | Название: Азотная кислота Физические свойства: Бесцветная, летучая жидкость. При хранении желтеет/буреет (из-за выделения NO₂ — "дымящая азотная кислота"). Фото:  | ||
| HCl, HBr, HI, HF | Название: Галогеноводородные кислоты Физические свойства: Растворы газов в воде. Бесцветные жидкости с резким удушливым запахом (особенно концентрированные). Фото:  | ||
| HMnO₄ | Название: Марганцовая кислота Физические свойства: Существует только в водном растворе, который имеет интенсивный малиново-фиолетовый (почти черный при высокой концентрации) цвет. Фото:  | ||
| Твердые вещества при н.у. | |||
| H₃PO₄ | Название: Фосфорная кислота Физические свойства: Бесцветные кристаллы, очень гигроскопичны (на воздухе расплываются в густую сиропообразную жидкость). Фото:  | ||
| H₂SiO₃ | Название: Кремниевая кислота Физические свойства: Водонерастворимый студенистый бесцветный или белый осадок ("гель"). Фото:  | ||
| H₂CrO₄ | Название: Хромовая кислота Физические свойства: В чистом виде - красные кристаллы, в растворе имеет желто-оранжевый цвет. Фото:  | ||
3. Получение кислот
| 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 → H₂SO₄P₂O₅ + 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)
 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
|
4. Химические свойства кислот
Кислоты проявляют общие свойства, обусловленные наличием ионов водорода H⁺.
| 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)
После (Лакмус, красный)
 |
| 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)
После (Выделение H₂)
 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)
После (Раствор CuCl₂)
 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): C образованием кислых солей (при избытке многоосновной кислоты): |
| 5. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами |
Амфотерные соединения ведут себя с кислотами как обычные основные:
Al₂O₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂OZn(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): Образование кислой соли: Нейтрализация основных солей: Реакция ионного обмена (выпадение осадка):
BaCl₂ + H₂SO₄ (Осадок BaSO₄)
 |
| 7. Окислительно-восстановительные свойства |
Кислоты-окислители (HNO₃, H₂SO₄ конц.):
Cu + HNO₃(конц.) (Раствор Cu(NO₃)₂ и NO₂↑)
 C + 2H₂SO₄(конц.) → CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O Кислоты-восстановители (HI, H₂S, HBr, HCl):
До (Твердый KMnO₄)
После (Выделение Cl₂↑)
 |
| 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): При нагревании или освещении: |
| 10. Гидролиз бинарных соединений |
Часто соли бинарных соединений полностью гидролизуются растворами кислот (р-ция обмена):
Нитриды и Фосфиды: Карбиды и Силициды: |
| 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 |