Химические свойства кислот

Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием ионов Н⁺, образующихся при диссоциации молекул кислоты, таким образом, кислоты – это доноры протонов: HxAnxH⁺+An^x-.

Действие растворов кислот на индикаторы: фенолфталеин – бесцветный, метилоранж окрашивается в красный цвет, лакмус – в красный.

1. Взаимодействие с металлами.

Характер продуктов зависит от природы и концентрации кислот и активности металлов. Разбавленные кислоты (кроме HNO₃) взаимодействуют с металлами, находящимися в ряду напряжений металлов левее водорода, образуя соль и вытесняя водород из кислоты.

H₂SO₄+ZnZnSO₄+H₂;

2. взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

H₂S+CaOCaS+H₂O,

6HNO₃+Al₂O₃2Al(NO₃)₃+3H₂O;

3) взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

H₃PO₄+3KOHK₃PO₄+3H₂O,

2HClO₄+Zn(OH)₂Zn(ClO₄)₂+2H₂O;

3. взаимодействие с солями. Возможно только в том случае, если образуется: а) более слабая кислота (в растворе); б) нерастворимая соль или нерастворимая кислота; в) выделяется газ (часто реакция идет без воды, при нагревании):

а) 2HNO₃+Na₂S2NaNO₃+H₂S;

б) H₂S+2AgNO₃Ag₂S+HNO₃,

2HBr+Na₂SiO₃H₂SiO₃↓+2NaBr;

в) H₂SO₄(конц.)+ NaCl(крист.) HCl+NaНSO₄(крист.).

Получение кислот

1. взаимодействие кислотных оксидов с водой:

SO₃+H₂OH₂SO₄,

P₂O₅+3H₂O2H₃PO₄;

2. вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей:

Ca₃(PO₄)₂+3H₂SO₄3CaSO₄+2H₃PO₄,

K₂S+2HBr2KBr+H₂S,

Na₂SiO₃+2HCl2NaCl+H₂SiO₃ (H₂O+SiO₂);

3. взаимодействие неметаллов с водородом:

H₂+Cl₂2HCl.

3. Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды – сложные вещества, проявляющие свойства и кислот, и оснований.

Все амфотерные гидроксиды плохо растворяются в воде, хорошо – в кислотах и щелочах:

Zn²⁺↔Zn(OH)₂↔[Zn(OH)₄]^2-;

в кислой среде в щелочной среде

[Al(OH)₄(Н₂О)₂]^- или упрощенно [Al(OH)₄]^-

Al³⁺↔Al(OH)₃↔

[Al(OH)₆]^3- (в сильнощелочном растворе)

Химические свойства амфотерных гидроксидов

1. взаимодействие с кислотами:

Zn(OH)₂+2HBrZnBr₂+2H₂O;

2. взаимодействие со щелочами:

а) сплавление с твердыми щелочами:

Zn(OH)₂+2NaOHNa₂ZnO₂+H₂O;

б) взаимодействие с растворами щелочей:

Zn(OH)₂+2NaOHNa₂[Zn(OH)₄] (тетрагидроксоцинкат натрия);

3. термическое разложение амфотерных гидроксидов (дегидратация):

2Al(OH)₃Al₂O₃+3H₂O.

3. Соли

3.1. Средние соли

Средними солями называюся продукты полного замещения Н⁺-ионов кислоты ионами металлов; они также могут рассматриваться как продукты полного замещения ОН^—ионов основания анионами кислот.

Чтобы правильно написать формулу какой-либо соли, следует учитывать величины зарядов, положительного – иона металла и отрицательного – кислотного остатка. Алгебраическая сумма зарядов нейтральной частицы должна быть равна нулю. Таким образом, сульфат хрома, например, состоящий из ионов Cr³⁺ и SO₄^2-, имеет состав Cr₂(SO₄)₃, а дифосфат алюминия, состоящий из ионов Al³⁺ и P₂O₇^4- — Al₄(P₂O₇)₃.

При изображении графической формулы соли не следует терять из вида структуру аниона кислоты. Отчетливо представляя себе, например, структуры ионов SO₄^2-, ClO₄^-, PO₄^3-:

—

О

O

O

—

O

//

||

S

—

O

—

Cl

═

O

—

O

—

P

═

О

\\

||

—

О

O

O

—

O

нетрудно изобразить графические формулы солей, содержащих указанные ионы, например: Al₂(SO₄)₃, Ca(ClO₄)₂, Ba₃(PO₄)₂:

O

O

//

S

O

\\

Al

—

O

O

Ba

O

||

O

—

P

═

O

O

—

Cl

═

O

O

O

||

O

//

O

S

Ca

Ba

\\

O

O

O

||

O

O

—

Cl

═

O

||

O

—

P

═

O

O

Al

—

O

O

Ba

//

S

O

\\

O

O