Кислоты

Кислоты, в классическом определении — электролиты, которые при растворении в ионизирующем растворителе (воде), диссоциируют с образованием ионов водорода (или протона, Н⁺), таким образом снижая кислотность раствора до величины менее чем pH 7,0.

Общее описание

(▲)

Неорганические кислоты

(▲)

Карбоновые кислоты

В современной химии обычно используется другое, хотя и подобное определение Бренстеда и Ловро, по которому кислоты обозначаются как химические соединения, которые являются донорами протонов и принимают электроны для образования ионных связей. Кислоты вступают в реакции с основами, образуя соли, а также действуют как растворители. Сильные кислоты коррозионные, разбавленные кислоты имеют кислый или острый вкус, хотя в некоторых органических кислотах этот вкус частично скрыт за другими вкусовыми характеристиками.

Примерами диссоциации кислот в водном растворе с образованием Н⁺ являются:

• HCl = H⁺ + Cl^-
• HNO₃ = H+ + NO^-₃

H₂SO₄ = 2H+ + SO^2-₄

Атомы водорода, входящие в состав молекул кислот и способные отделяться от молекул кислот при их диссоциации в виде катионов водорода Н⁺, называются кислотными атомами водорода. Кислотные атомы водорода в молекулах кислот могут замещаться атомами металлов (или металлоподобными группами, таких как NH₄) с образованием солей.

Атомы или группы атомов, соединенные с кислотными атомами водорода в молекулах кислот, называются кислотными остатками. Так, атом хлора в соляной кислоте (точнее анион хлора Cl^—) называется кислотным остатком соляной кислоты, а группа атомов NO₃ в азотной кислоте ​​является кислотным остатком азотной кислоты.

Бескислородные и кислородосодержащие кислоты

В зависимости от того, входит кислород в состав кислотного остатка или не входит, кислоты делятся на кислородные и бескислородные.

К наиболее употребляемых кислородных кислот относятся сульфатная (серная) кислота H₂SO₄, азотная кислота HNO₃ и фосфорная кислота H₃PO₄.

Кислородные кислоты можно рассматривать также как гидроксиды (чаще неполные или оксиды-гидроксиды) кислотных оксидов, то есть как продукты присоединения воды к кислотным оксидам (ангидридам). Их изображают по такой общей формуле: NR_XO_Y • MН₂О, где x и y зависят от валентности кислотообразующего элемента, а n и m — от типа кислоты. Например:

• SO₃ + Н₂О = SO₃ • Н₂О, или SO₂(ОН)₂ (Серная кислота Н₂SO₄)
• Р₂О₅ + Н₂О = Р₂О₅ • Н₂О, или 2РО₂(ОН) (Метафосфорная кислота НРО₃)
• Р₂О₅ + 3Н₂О = Р₂О₅ • 3Н₂О, или 2РО(ОН)₃ (Ортофосфорная кислота Н₃РО₄).

Однако гидроксидами (или оксидами-гидроксидами) кислоты обычно не называют, а термин гидроксид пользуются только для названий оснований (гидроксидов металлов) и амфотерных гидроксидов. Примером наиболее употребляемых бескислородных кислот могут быть соляная кислота HCl, бромоводородная кислота HBr, сероводородная Н₂S и другие кислоты.

Основность кислот

В зависимости от количества кислотных атомов водорода молекулы кислот классифицируются на одноосновные, двухосновные, трёхосновные и т. д. Например, соляная кислота — одноосновная, серная кислота — двухосновная, фосфорная кислота — трехосновная и т. д.

Свойства

(▲)

Взаимодействие кислот с индикаторами

Некоторые кислоты при обычных условиях представляют собой жидкости, например азотная и серная кислоты, а некоторые — твердые вещества, как фосфорная, борная и др. Большинство кислот хорошо растворяется в воде, но некоторые практически не растворяются (например, кремниевая кислота). Водные растворы кислот отмечаются кислым вкусом, разрушают растительные и животные ткани и изменяют окраску индикаторов, в частности окрашивают лакмус в красный цвет. Эти общие свойства всех кислот обуславливаются наличием в их растворах ионов водорода.

Химические свойства кислот определяются их отношением к основам и основных оксидов. Наиболее характерной свойством их является способность вступать с основами в реакции нейтрализации.

Например:

• HCl + NaOH = NaCl + H₂O
• 3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ = Al₂(SO₄)₃ + 6Н₂О

С основными и амфотерными оксидами кислоты тоже образуют соли:

• 2HNO₃ + MgO = Mg(NO₃)₂ + H₂O
• 3H₂SO₄ + Al₂O₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Кроме того, кислоты взаимодействуют и с активными металлами (стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода) с образованием соли и выделением водорода (из азотной кислоты водород не выделяется). Например:

• 2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂ ↑
• 3H₂SO₄ + 2Al = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂ ↑

Получение

(▲)

Получение концентрированной серной кислоты

Кислоты, как и основы, можно добывать разными способами.

1. Непосредственным взаимодействием ангидрида с водой:

• SO₃ + Н₂О = Н₂SO₄
• N₂O₅ + Н₂О = 2HNO₃

Этим способом можно получать кислоты только в том случае, когда ангидрид непосредственно взаимодействует с водой. При этом следует иметь в виду, что при получении некоторых кислот в зависимости от условий одна молекула ангидрида может реагировать с одной, двумя и более молекулами воды. В результате молекула создаваемой кислоты может содержать разное количество атомов водорода и кислорода, хотя валентность кислотообразующего элемента остается той же самой. Если кислота образуется в результате взаимодействия одной молекулы ангидрида с другой молекулой воды, то к названию кислоты добавляется префикс мета-, а когда на одну молекулу ангидрида приходится две или три молекулы воды, то добавляется префикс орто-.

Например:

• Р₂О₅ + H₂O = 2НРО₃ (метафосфорная кислота)
• Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄ (ортофосфорная кислота)

2. Взаимодействием кислот с солями. Этим способом можно пользоваться тогда, когда получаемая кислота является летучей или нерастворимой. Например:

• Н₂SO₄ + 2NaCl = Na₂SO₄ + 2HCl ↑ (при нагревании)
• H₂SO₄ + Na₂SiO₃ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃ ↓

3. Бескислородные кислоты можно получать как их вытеснением из солей другими кислотами, так и непосредственным сообщением элементов с последующим растворением получаемых кислот в воде.

Например:

• FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S ↑
• Н₂ + Cl₂ = 2HCl

В промышленности для добычи соляной кислоты пользуются последним способом.

Литература

• Деркач Ф. А. Химия. — Львов: Львовский университет, 1968. — 312 с.

Ссылки

• Кислоты в Циклопедии