Сила кислот таблица егэ по химии - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

Химические свойства кислот

1. Сила кислот уменьшается в ряду:

HI → HClO4 → HBr → HCl → H2SO4 → H2SeO4 → HNO3 → HClO3 → HIO3 →

H2SO3 → HClO2 → H3PO4 → HF → HNO2 → CH3COOH → H2CO3 → H2S → H2SiO3.

Некоторые реакции, подтверждающие ряд кислот:

2HCl + Na2CO3 → 2NaCl + CO2 + H2O т.е. H2CO3 слабее, чем HCl

K2CO3 + SO2 → K2SO3 + CO2 т.е. H2CO3 слабее, чем H2SO3

CH3COOH + NaHCO3 → CH3COONa + CO2 + H2O т.е. H2CO3 слабее, чем CH3COOH

Na2SiO3 + CO2 + H2O → H2SiO3 + Na2CO3 т.е. H2SiO3 слабее, чем H2CO3

3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + 2H3PO4 т.е. H3PO4 слабее, чем H2SO4

Во всех этих реакциях образуются либо осадок, либо (более) слабая кислота.

Если осадка не образуется и обе кислоты сильные (т.е. кислота, которая вступила в реакцию, и кислота, которая образовалась в результате реакции), то в растворе такие реакции не идут. Подобные реакции возможны только в случае образования сильных летучих кислот (HNO3 и HCl) в реакциях с твердыми солями, а не растворами:

NaCl(тв.) + H2SO4(к) → NHSO4 + HCl

NaNO3(тв.) + H2SO4(к) → NaHSO4 + HNO3

Аналогичным образом можно получить и слабую плавиковую кислоту:

KF(тв.) + H2SO4(к) → KHSO4 + HF

HBr и HI (они также являются летучими) таким образом получать не удается, так как они окисляются концентрированной серной кислотой:

8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O
2KBr + 2H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O

2. Летучесть кислот

Следующие кислоты являются летучими: HNO3, HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2Se.

Остальные кислоты являются нелетучими.

3. Сила кислот (способность к диссоциации)

Сильные: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3.

Слабые (все остальные): HF, H2CO3, H2SO3, HNO2, H3PO4, H2S, H2SiO3, все органические кислоты и другие.

4. Растворимость кислот в воде

Нерастворимыми кислотами являются: H2SiO3 и все высшие жирные кислоты, т.е. кислоты, содержащие 10 атомов углерода и больше. Например, C17H35COOH (стеариновая кислота).

5. Термическое разложение кислот

При нагревании разлагаются следующие кислоты:

H2CO3 → CO2 + H2O

H2SO3 → SO2 + H2O

4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O

H2SiO3 → SiO2 + H2O

Неустойчивыми являются H2CO3 и H2SO3.

6. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

2HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + 2H2O

Эти реакции идут, только если образующаяся соль существует в водном растворе, т.е. в таблице растворимости не должен стоять прочерк:

H2S + Al(OH)3 → реакция не идет, т.к. Al2S3 в водной среде разлагается (по сути, идет обратная реакция)

H2S + Cr(OH)3 → реакция не идет по той же причине.

Особенность кремниевой кислоты: из оснований она реагирует только с щелочами:

H2SiO3 + 2NaOH → Na2SiO3 + 2H2O

H2SiO3 + Cu(OH)2 → реакция не идет

H2SiO3 + Al(OH)3 → реакция не идет.

7. Взаимодействие с солями

Реакции с солями идут, если выделяется газ, выпадает осадок или образуется более слабая кислота:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3

K3PO4 + HCl → NaCl + H3PO4 (слабая кислота)

8. Взаимодействие кислот-неокислителей с металлами

Металлы, стоящие в ряду активности металлов до водорода, взаимодействуют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

H2SO4(р) + Zn → ZnSO4 + H2

6HCl + 2Fe → 2FeCl3 + 3H2

Cu + HCl → реакция не идет.

9. Взаимодействие кислот-окислителей (H2SO4(к), HNO3(к) и HNO3(р)) с простыми и сложными веществами

9.1) Серная кислота

9.2) Азотная кислота

Источник

Обратите внимание на то, что по мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке:

Формула	Название кислоты	Название соли
HAlO2	Метаалюминиевая	Метаалюминат
HBO2	Метаборная	Метаборат
H3BO3	Ортоборная	Ортоборат
HBr	Бромоводородная	Бромид
HCOOH	Муравьиная	Формиат
HCN	Циановодородная	Цианид
H2CO3	Угольная	Карбонат
H2C2O4	Щавелевая	Оксолат
H4C2O2 (CH3COOH)	Уксусная	Ацетат
HCl	Хлороводородная	Хлорид
HClO	Хлорноватистая	Гипохлорит
HClO2	Хлористая	Хлорит
HClO3	Хлорноватая	Хлорат
HClO4	Хлорная	Перхлорат
HCrO2	Метахромистая	Метахромит
HCrO4	Хромовая	Хромат
HCr2O7	Двухромовая	Дихромат
HI	Иодоводородная	Иодид
HMnO4	Марганцевая	Перманганат
H2MnO4	Марганцовистая	Манганат
H2MoO4	Молибденовая	Молибдат
HNO2	Азотистая	Нитрит
HNO3	Азотная	Нитрат
HPO3	Метафосфорная	Метафосфат
H3 PO4	Ортофосфорная	Ортофосфат (фосфат)
H4P2O7	Двуфосфорная(Пирофосфорная)	Дифосфат(Пирофосфат)
H3PO3	Фосфористая	Фосфит
H3PO2	Фосфорноватистая	Гипофосфит
H2S	Сероводородная	Сульфид
H2SO3	Сернистая	Сульфит
H2SO4	Серная	Сульфат
H2S2O3	Тиосерная	Тиосульфат
H2Se	Селеноводородная	Селенид
H2SiO3	Кремниевая	Силикат
HVO3	Ванадиевая	Ванадат
H2WO4	Вольфрамовая	Вольфрамат

-оватая, — истая, -оватистая.

Источник

Классификация кислот

Материал по химии

Определение кислот
Классификация кислот по составу
Классификация кислот по основности
Сильные и слабые кислоты
Тривиальные названия некоторых кислот
«Протон» или «катион»?
Кислоты и индикаторы

Определение кислот

Кислоты ‒ это вещества, способные в растворах отдавать катион (протон) водорода.

Примеры диссоциации кислот:

HCl ↔ H⁺ + Cl^‒

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2‒

Если пока понятие диссоциации неизвестно, легче ориентироваться по общим формулам кислот:

Важен не только состав, но и последовательность. На первом месте должен стоять водород, за ним – элемент, если в составе есть кислород, то он должен стоять последним. Например, HCl – кислота (соответствует формуле HЭ), H₂S – тоже кислота (на первом месте водород, на втором — сера), а вот NH₃ несмотря на то, что состоит из водорода и элемента, не является кислотой, это легко определить по последовательности: в этой формуле сначала стоит элемент, а за ним – водород (иногда, чтобы запутать сдающего, составитель может написать не NH₃, а H₃N, Вы должны помнить, что NH₃ (аммиак), PH₃(фосфин), AsH₃ (арсин), CH₄ (метан) – не являются кислотами, так как в воде либо не диссоциируют, либо диссоциируют без образования протона водорода. H₂SO₄ – является кислотой, так как формула имеет порядок элементов «водород → элемент → кислород», а NaOH, тоже состоящая из элемента, кислорода и водорода – кислотой не является, так как тут последовательность будет такова: «элемент → кислород → водород».

Классификация кислот по составу

Кислоты можно разделить на кислородсодержащие и бескислородные. Не трудно догадаться, что бескислородные не содержат атомов кислорода, а кислородсодержащие — содержат. Кислородсодержащие кислоты образованы соответствующими оксидами, а бескислородные образованы прямым взаимодействием простых веществ.

Таб. Примеры бескислородных и кислородсодержащих кислот, образованных одним и тем же неметаллом

Бескислородные	Кислородсодержащие
HCl	HClO₄
H₂S	H₂SO₃
HBr	HBrO
HI	HIO₂

Классификация кислот по основности

Кислоты могут отдать столько водорода, сколько имеется в их составе (в большинстве случаев, есть исключения). Если может отдать максимум один водород – то кислота относится к одноосновным, если может отдать максимум два протона водорода – то двухосновная и так далее.

Например:

HCl ↔ H⁺ + Cl^‒(одноосновная)

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2‒(двухосновная)

H₃PO₄ ↔ 3H⁺ + PO₄^3- (трехосновная/многоосновная)

Таб. Примеры кислот с разной основностью

Одноосновные (один водород)	Двухосновные (два водорода)	Многоосновные (три и более протона водорода)
HNO₃	H₂S	H₃PO₄
HF	H₂SiO₃	H₃BO₃
HBrO	H₂CO₃	H₄P₂O₇

Сильные и слабые кислоты

От чего зависит сила кислот? В первую очередь от скорости отдачи протона водорода при диссоциации (чем быстрее кислота отдает протон водорода, тем она считается сильнее). Как определить скорость «на глаз», не имея под рукой никаких справочных материалов, кроме таблицы Менделеева?

Если кислота бескислородная, то скорость диссоциации можно определить по радиусу атома, образующего эту кислоту элемента. Напомним, что радиус увеличивается в ПС (периодической системе) сверху-вниз и справа-налево. Так, в ряду кислот HF → HCl → HBr → HI радиус увеличивается от фтора к йоду, так как йод стоит в ПС значительно ниже, чем фтор. Радиус фтора небольшой, поэтому протон водорода прочно связан со фтором, скорость диссоциации будет низкой, значит, кислота слабая. У йода пять электронных оболочек, между йодом и водородом большее расстояние, чем между фтором и водородом, поэтому молекула йодоводорода будет диссоциировать значительно быстрее, значит, кислота сильная. Аналогичную закономерность можно наблюдать в ряду кислот, образованных халькогенами (неметаллами VIА-группы): чем ниже халькоген, тем сильнее образуемая им кислота, поэтому H₂S слабее H₂Se, а H₂Se слабее, чем H₂Te.

Если кислота кислородсодержащая, то её сила зависит от количества кислорода, не входящего в гидроксо-группы. Чем больше кислорода вне -OH группы, тем сильнее кислота. Так, дихромовая кислота сильнее хромовой, потому как дихромовая кислота имеет четыре кислорода вне гидроксо-группы, а хромовая – два кислорода вне гидроксогруппы.

В ряду хлорсодержащих кислот наблюдается такая же закономерность:

Список сильных кислот: HI, HCl, HBr, HNO₃, HClO₄, HClO₃, HBrO₃, H₂SO₄, HMnO₄, H₂Cr₂O₇.

Список слабых кислот: H₂S, HF, HNO₂, H₂SO₃, H₂CO₃, HClO, карбоновые кислоты.

В действительности классификация кислот по их силе несколько богаче, и те кислоты, которые в школе записывают в слабые (например, ортофосфорную и фтороводородную) на самом деле относят к кислотам средней силы. Помимо классификации важно знать и названия кислот, а также их остатки. Остатками кислот называют отрицательно-заряженные ионы (анионы), которые образуются при диссоциации кислоты в воде. То есть остаток кислоты – это частица, которая остаётся, если отнять у кислоты весь водород. Вот несколько таблиц, в которых кислоты сгруппированы по силе, с указанием соответствующих кислотных остатков и примерами солей:

Таб. Самые сильные кислоты и их остатки

Формула	Название	Кислотный остаток	Пример соли
HI	йодоводородная	I^‒	NaI -йодид натрия
HBr	Бромоводородная	Br^‒	KBr – бромид калия
HCl	Хлороводородная, соляная	Cl^‒	CaCl₂ – хлорид кальция
HClO₄	Хлорная	ClO₄^‒	NaClO₄ – перхлорат натрия
H₂SO₄	Серная	SO₄²^‒	K₂SO₄ – сульфат калия
HMnO₄	Марганцовая	MnO₄^‒	NaMnO₄ – перманганат натрия

Таб. Сильные кислоты и их остатки

Формула	Название	Кислотный остаток	Пример соли
HClO₃	Хлорноватая	ClO₃^‒	KClO₃ – хлорат калия
HBrO₃	Бромноватая	BrO₃^‒	Ba(BrO₃)₂ – бромат бария
H₂Cr₂O₇	Дихромовая	Cr₂O₇²^‒	(NH₄)₂Cr₂O₇ – дихромат аммония

Таб. Кислоты средней силы и их остатки (в ОГЭ и ЕГЭ считаем слабыми)

Формула	Название	Кислотный остаток	Пример соли
HNO₂	Азотистая	NO₂^‒	NaNO₂ – нитрит натрия
H₃PO₄	Фосфорная (ортофосфорная)	PO₄^3‒	(NH₄)₃PO₄ – фосфат аммония
HF	Фтороводородная (плавиковая)	F^‒	CaF₂ – фторид кальция
HClO₂	Хлористая	ClO₂^‒	KClO₂ – хлорит калия

Таб. Слабые кислоты и их остатки

Формула	Название	Кислотный остаток	Пример соли
H₂S	Сероводородная	S^2‒	MgS – сульфид магния
HCN	Циановодородная	CN^‒	KCN – цианид калия
H₂CO₃	Угольная	CO₃^2‒	CaCO₃ – карбонат кальция
H₂SO₃	Сернистая	SO₃^2‒	BaSO₃ – сульфит бария
HClO	Хлорноватистая	ClO^‒	NaClO – гипохлорит натрия
H₂SiO₃	Кремниевая	SiO₃^2‒	K₂SiO₃ – силикат калия
CH₃COOH	Уксусная	CH₃COO^‒^*	CH₃COONa – ацетат натрия

*В органических кислотах водород пишется не в начале молекулы, а в конце, например:

CH₃COOH – уксусная кислота, диссоциирует следующим образом:

CH₃COOH ↔ CH₃COO^‒ + H⁺

C₂H₅COOH – пропионовая кислота

CH₃CH₂COOH ↔ CH₃CH₂COO^‒ + H⁺

C₃H₇COOH – масляная кислота.

C₃H₇COOH ↔ C₃H₇COO^‒ + H⁺

Задание в формате ЕГЭ с ответом:

Установите соответствие между формулой вещества и классом/группой, к которому(-ой) это вещество принадлежит: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

H₂SO₂
HCl
HNO₃

кислородсодержащая сильная
кислородсодержащая слабая
бескислородная сильная
бескислородная слабая

Пример задания из КИМ ЕГЭ:

Установите соответствие между формулой вещества и классом/группой, к которому(-ой) это вещество принадлежит: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

HNO₂
HBr
H₃PO₄

одноосновная сильная
одноосновная слабая
многоосновная сильная
многоосновная слабая

Задание по образцу ФИПИ:

Установите соответствие между формулой вещества и классом/группой, к которому(-ой) это вещество принадлежит: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

HF
H₂CO₃
H₂SiO₃

кислородсодержащая сильная
кислородсодержащая слабая
бескислородная сильная
бескислородна слабая

Тривиальные названия некоторых кислот

Многие кислоты имеют альтернативное историческое название, например, хлороводородную кислоту еще называют соляной кислотой, потому что она образует самую популярную соль – NaCl (поваренная соль, используемая в быту). Фтороводородную кислоту называют плавиковой, так как она плавит стекло (поэтому данную кислоту не хранят в стеклянной таре). Муравьиную и щавелевую кислоты назвали так по источнику получения.

«Протон» или «катион»?

Для всех положительно заряженных частиц характерен термин «катион», однако, по отношению к водороду принято говорить «протон». А дело всё в том, что другие элементы при потере внешних электронов, все равно обладают электронами внутренних слоёв, тогда как водород, содержащий всего один электрон, потеряв его, становится протоном (нейтронов в ядре тоже нет).

Поэтому принято говорить, что кислота отдает не катион водорода, а протон водорода.

Кислоты и индикаторы

Для определения кислот в растворах можно использовать стандартные индикаторы (вещества, меняющие цвет в определенной среде): лакмус и метиловый оранжевый, фенолфталеин кислотами не окрашивается. Лакмус в кислых растворах (рН < 7) становится красным, а метиловый оранжевый – красным или розовым.

Источник

Таблица силы кислот и оснований. Относительная сила кислот и оснований.

Данные — С. Т. Жуков «Химия 8-9 класс»

Сильная кислота – кислота, реагирующая с избытком воды необратимо.
Слабая кислота – кислота, реагирующая с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно.
- Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HClO₄, HClO₃, H2SO₄, H₂SeO₄, HNO₃ и некоторые другие.

Сильное основание – основание, реагирующее с избытком воды необратимо.
Слабое основание – основание, реагирующее с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно.
- К сильным веществам-основаниям относятся все хорошо растворимые ионные гидроксиды (их называют еще » щелочами » ), так как при их растворении в воде гидроксид-ионы полностью переходят в раствор.
- К слабым основаниям относится NH₃ и некоторые другие вещества. К ним же относятся и практически нерастворимые гидроксиды элементов, образующих металлы, (» гидроксиды металлов» ) потому, что при взаимодействии этих веществ с водой в раствор переходит лишь ничтожное количество гидроксид-ионов.
Слабые основания-частицы (их еще называют » анионные основания» ): F^—, NO₂^—, SO₃^2-, S₂^—, CO₃^2-, PO₄^3- и другие анионы, образующиеся из слабых кислот.
Не обладают основными свойствами анионы Cl^— , Br^— , I^—, HSO₄^— , NO₃^— и другие анионы, образующиеся из сильных кислот
Не обладают кислотными свойствами катионы Li⁺ , Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Ba²⁺ и другие катионы, входящие в состав сильных оснований.

Кроме частиц-кислот и частиц-оснований, существуют еще частицы, проявляющие и кислотные, и основные свойства, например — вода. Кроме воды, это гидросульфит-ион, гидросульфид-ион и другие аналогичные ионы. Например, HSO₃ проявляет как свойства кислоты HSO₃^— + H₂O=SO₃^— + H₃O⁺ , так и свойства основания HSO^— + H₂O = H₂SO₃ + OH^— Подобные частицы называются амфолитами.
Амфолит – частица, способная как отдавать протон молекуле растворителя, так и принимать протон от молекулы растворителя.
Большинство частиц-амфолитов представляют собой молекулы слабых кислот, потерявшие часть протонов (HS^— , HSO₃^— , HCO₃^— , H2PO₄^— , HPO₄^2- и некоторые другие). Анион HSO₄^— не проявляет основных свойств и является довольно сильной кислотой и, потому, к амфолитам не относится. Соли, в состав которых входят такие анионы, называются кислыми солями.
Кислые соли – соли, в состав которых входят анионы, способные отдавать протон. Примеры кислых солей и их названий:
- KHS – гидросульфид калия,
- NaHSO₄ – гидросульфат натрия,
- LiHSO₃ – гидросульфит лития,
- Ca(HCO₃)₂ – гидрокарбонат кальция,
- KH₂PO₄ – дигидрофосфат калия,
- Na₂HPO₄ – гидрофосфат натрия.

Источник

ТАБЛИЦА СИЛЫ КИСЛОТ.
РЕДАКЦИЯ 1.2

Составитель – М. С. Шмарлин. Данные
для 50 различных кислот. Обновление по сравнению с редакцией 1.0
: указана основность кислот и показаны константы кислотности по нескольким
ступеням — обозначены как
pK_a(1),
pK_a(2)
и т.д.

Кислота	Название	Основность	pK_a(1)	pK_a(2)	pK_a(3)
HI	Йодоводородная	1	-10
HClO₄	Хлорная	1	-10
HBr	Бромоводородная	1	-9
HCl	Соляная (хлороводородная)	1	-7
H₂SO₄	Серная	2	-3	1.9
H₂SeO₄	Селеновая	2	-3	1.9
H₃O⁺	Гидроксоний	3	-1.74	15.7	21
HNO₃	Азотная	1	-1.4
HClO₃	Хлорноватая	1	-1
HIO₃	Йодноватая	1	0.8
NH₂SO₃H	Сульфаминовая	1	0.99
H₂C₂O₄	Щавелевая	2	1.42	4.27
H₅IO₆	Йодная	5	1.6
H₃PO₃	Фосфористая	2	1.8	6.5
H₂SO₃	Сернистая	2	1.92	7.20
HSO₄^—	Гидросульфат	1	1.92
H₃PO₂	Фосфорноватистая	1	2.0
HClO₂	Хлористая	1	2.0
H₃PO₄	Фосфорная	3	2.1	7.12	12.4
[Fe(H₂O)₆]³⁺	Гексаакважелеза (III) катион	6	2.22
H₃AsO₄	Мышьяковая	3	2.32	6.85	11.5
H₂SeO₃	Селенистая	2	2.6	7.5
H₂TeO₃	Теллуристая	2	2.7	7.7
HF	Фтороводородная (плавиковая)	1	3
H₂Te	Теллуроводородная	2	3	12.16
HNO₂	Азотистая	1	3.35
CH₃COOH	Уксусная	1	4.76
[Al(H₂O)₆]³⁺	Гексаакваалюминия (III) катион	6	4.85
H₂CO₃	Угольная	2	6.52	10.32
H₂S	Сероводородная	2	6.92	13
H₂PO₄^—	Дигидрофосфат	2	7.12	12.4
HClO	Хлорноватистая	1	7.25
H₄GeO₄	Ортогерманиевая	4	8.6	12.7
HBrO	Бромноватистая	1	8.7
H₆TeO₆	Ортотеллуровая	6	8.8	11	15
H₃AsO₃	Мышьяковистая	2	9.2
HCN	Синильная (циановодородная)	1	9.21
H₃BO₃	Ортоборная	1	9.24
NH₄⁺	Аммоний	1	9.25
H₄SiO₄	Ортокремниевая	4	9.5	11.7	12
HCO₃^2-	Гидрокарбонат	1	10.4
HIO	Йодноватистая	1	11.0
H₂O₂	Пероксид водорода	2	11.7
HPO₄^2-	Гидрофосфат	1	12.4
HS^—	Гидросульфат	1	14.0
H₂O	Вода	2	15.7	21
OH^—	Гидроксид	1	21
PH₃	Фосфин	1	27
NH₃	Аммиак	1	33
CH₄	Метан	1	34
H₂	Водород	1	38.6

Примечание.
Показатель кислотности
pK_a
есть отрицательный десятичный логарифм константы кислотности К_а— константы равновесия АH
+
H₂O
«
H₃O⁺+
A^—

© Primchem 2002

Авторство: М. С. Шмарлин, Д. Н. Пелагеев.
Администратор и web — мастер — М. С. Шмарлин. С вопросами
и предложениями обращаться по адресу:

interchem@netcity.ru

Источник

Классификация кислот

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

Кислородсодержащие	Бескислородные
H₃PO₄,HNO₃,HNO₂,H₂SO₄,H₃PO_4,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, HNO_2, 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, H₃PO_4,H₂CO_3,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⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2- H⁺ + PO₄^3-

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 HPO₄^2-. 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⁺ + SO₄^2-

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 H₂SO_4(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:

H₂SO_4(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

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Источник

2.6. Характерные химические свойства кислот.