3.2.  Классификация, получение и свойства кислот

Кислотами (кислотными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты.

По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты – азотная HNO₃, серная H₂SO₄, и соляная HCl.

По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты (HNO₃, H₃PO₄ и т.п.) и бескислородные кислоты (HCl, H₂S, HCN и т.п.).

По основности, т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, кислоты подразделяются на одноосновные (например, HNO₃,  HCl), двухосновные (H₂S, H₂SO₄), трехосновные (H₃PO₄) и т. д.

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания –водородная: HCl – хлороводородная кислота, H₂Sе – селеноводородная кислота, HCN – циановодородная кислота.

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «ная» или «овая», например, H₂SO₄ – серная кислота, HClO₄ – хлорная кислота, H₃AsO₄ – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «оватая» (HClO₃ – хлорноватая кислота), «истая» (HClO₂ – хлористая кислота), «оватистая» (HОCl – хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, получает окончание «истая» (HNO₃ – азотная кислота, HNO₂ – азотистая кислота).

Таблица – Важнейшие кислоты и их соли

 Получение кислот

1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

H₂ + Cl₂ → 2HCl,

H₂ + S  H₂S.

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при непосредственном соединении кислотных оксидов с водой:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄,

CO₂ + H₂O = H₂CO₃,

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃.

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

BaBr₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HBr,

CuSO₄ + H₂S = H₂SO₄ + CuS,

CaCO₃ + 2HBr = CaBr₂ + CO₂↑ + H₂O.

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

H₂O₂ + SO₂ = H₂SO₄,

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO↑.

Химические свойства кислот

1. Наиболее характерное химическое свойство кислот – их способность реагировать с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например:

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O,

2HNO₃ + FeO = Fe(NO₃)₂ + H₂O,

2HCl + ZnO = ZnCl₂ + H₂O.

2. Способность взаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с выделением водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑,

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑.

3. С солями, если образуется малорастворимая соль или летучее вещество:

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl,

2HCl + Na₂CO₃ = 2NaCl + H₂O + CO₂↑,

2KHCO₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ +2SO₂↑ + 2H₂O.

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем легкость диссоциации по каждой из ступеней падает, поэтому для многоосновных кислот вместо средних солей часто образуются кислые (в случае избытка реагирующей кислоты):

Na₂S + H₃PO₄ = Na₂HPO₄ + H₂S↑,

NaOH + H₃PO₄ = NaH₂PO₄ + H₂O.

4. Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски, что издавна используется для качественного обнаружения кислот в растворах. Так, лакмус изменяет цвет в кислой среде на красный.

5. При нагревании кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксид и воду (лучше в присутствии водоотнимающего P₂O₅):

H₂SO₄ = H₂O + SO₃,

H₂SiO₃ = H₂O + SiO₂.

© М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

К следующему разделу
К оглавлению