Кислоты. С позиций теории электролитической диссоциации кислота –химическое соединение, диссоциирующее в водном растворе (или в расплаве) на положительно заряженные

С позиций теории электролитической диссоциации кислота – химическое соединение, диссоциирующее в водном растворе (или в расплаве) на положительно заряженные ионы водорода и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка: ; .

Все общие характерные свойства кислот – кислый уксус, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями – обусловлены присутствием ионов водорода H⁺. По числу ионов водорода, которые образуются при диссоциации кислот, различают одноосновные, двухосновные, трехосновные кислоты. Так HCl, HNO₃ – одноосновные кислоты, так как при диссоциации образуется один ион водорода; H₂S, H₂CO₃, H₂SO₄ – двухосновные кислоты; H₃PO₄, H₃AsO₄ – трехосновные кислоты. Таким образом, основность кислоты определяется числом атомов водорода, которые образуются при диссоциации. Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (по стадиям). Например:

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^– первая ступень; H₂PO₄^-↔ H⁺ + HPO₄^2– вторая ступень;

HPO₄^2– ↔ H⁺ + PO₄^3– третья ступень.

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей мере – по второй и лишь в незначительной степени – по третьей. По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄) и безкислородные (HCl, H₂S).

Название кислородосодержащих кислот производятся от названия элемента с прибавлением окончания – ная, - овая, если степень окисления элемента максимальная. По мере понижения степени окисления кислотообразующего элемента суффиксы меняются в следующем порядке: - оват, - ист, -оватист. Например: HClO₄ - хлорная кислота, HClO₃ - хлорноватистая кислота, HClO₂ – хлористая кислота; HClO – хлорноватистая кислота. Названиябезкислородных кислот производятся от названия соответствующего элемента с окончанием «о» и прибавлением слова «водородная». HF –фтороводородная кислота, HCl – хлороводородная кислота.

Получение кислот. Большинство кислородосодержащих кислот получают при взаимодействии кислотных оксидов с водой. Например:

; .

Если кислотные оксиды нерастворимы в воде, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем: действием другой кислоты (чаще всего H₂SO₄) на соответствующую соль. Например: Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃ ↓.

Безкислородные кислоты (HF, HCl, H₂S) получают путем непосредственного взаимодействия водорода с неметаллом и последующим растворением водородного соединения в воде, а также реакцией обмена между кислотой и солью. Например: H₂ + S = H₂S; 2NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HCl. Важнейшие химические свойства кислот следующие:

1. Взаимодействие кислот с металлами с образованием соли и выделением водорода. Например: 2HCl + Fe = FeCl₂ + H₂↑; H₂SO₃ + Ca = Ca SO₃+H₂↑, при этом атомы металла окисляются, а ионы водорода восстанавливаются. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода, из кислот его не вытесняют. Не выделяется водород и при взаимодействии металлов с азотной (разбавленной и концентрированной) и концентрированной серной кислотами. В этом случае восстанавливаются азот и сера:

;

;

Mg + 2HNO₃ (конц) = AgNO₃ + NO₂ + H₂O.

2. Взаимодействие кислот с основными оксидами, основаниями и солями. Например: 2НС1 + Na₂O = 2Na С1 + H₂O; H₃PO₄ + 3LiOH = Li₃PO₄ + 3H₂O.

Гидроксиды (основания)

С точки зрения теории электролитической диссоциации: основаниями называются электролиты, при диссоциации которых образуются отрицательно заряженные ионы гидроксида (ОН^–). Растворимые в воде основания называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочно-земельных металлов. Большинство же оснований в воде малорастворимы. В зависимости от числа гидроксильных групп в молекуле основания различают одно-, двух-, трехкислотные основания. Например, NH₄OH, KOH - однокислотные основания; Ca(OH)₂, Mg(OH)₂ - двухкислотные; Sc(OH)₃, Al(OH)₃ - трехкислотные. Таким образом, кислотность основания определяется числом гидроксильных групп в молекуле основания. Двух - и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(OH)₂ ↔ CaOH⁺ + OH^– первая ступень; CaOH⁺ ↔ Ca²⁺ + OH^– вторая ступень.

Названия оснований образуются от слова " гидроксид " и названия металла. Например: LiОН -гидроксид лития, Ba(ОН)₂ - гидроксид бария. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывается степень его окисления (римской цифрой в скобках): Mn(ОН)₂ - гидроксид марганца(II); Мп(ОН)₃ - гидроксид марганца (III). Растворимые в воде основания, т.е. щелочи получают при взаимодействии металлов или их оксидов с водой:

2Rb + 2H₂O = 2RbОН + H₂↑; BaO + H₂O = Ba(ОН)₂.

Нерастворимые в воде основания получают косвенным путем - действием щелочей на водные растворы соответствующих солей:

MnCl₂ +2CsOH = 2Mn(OH)₂↓ + 2CsCl

Химические свойства оснований обусловлены их отношением к кислотам, кислотным оксидам и солям:

1. При взаимодействии оснований с кислотами образуется соль и вода:

KOH+HCl=KCl+H₂O.

2. Щелочи (т.е. растворимые в воде основания) взаимодействуют:

а) с кислотными оксидами: 2RbOH + N₂O₅ = 2RbNO₃ + H₂ O.

б) с растворами солей: 2КОН + CuSO₄ = Cu(OH ₂ + K₂ SO₄↓.

3. большинство оснований при нагревании разлагается. Например:

Cu(ОН)₂ CuО + H₂O; 2Fe(OH)₃ Fe₂О₃ + 3H₂O.

Соли

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (сюда же относится и катион аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков. Например: NaCl ↔ Na⁺+Cl^-; K₃PO₄ ↔ 3K⁺+PO₄^3–. Так диссоциируют средние (или нормальные) соли. В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные, двойные и комплексные. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты, т.е. реакции нейтрализации. Например:

2KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + 2H₂O.

При упаривании такого раствора выпадают кристаллы средней соли K₂SO₄. Если основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты (например, серной в описанном выше примере), то при упаривании будут выпадать кристаллы кислой соли (KHSO₄): KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O.

В кислых солях кроме ионов металла и кислотного остатка содержатся атомы водорода. Например: NaHSO₄, Na₂HPO₄, NaH₂PO₄. Диссоциацию таких солей можно выразить уравнениями: NaHSO₄ ↔ Na⁺+HSO₄^-NaH₂PO₄ ↔ Na⁺ + H₂PO₄^-; Na₂HPO₄ ↔ 2Na⁺+ HPO₄^2-.

Анионы кислых солей подвергаются дальнейшей диссоциации как слабые электролиты: HSO₄^- ↔ H⁺ + SO₄^2-; H₂PO₄^- ↔ H⁺ + HPO₄^2-; HPO₄^2-↔ H⁺ + PO₄^3-

Таким образом кислые соли диссоциируют по стадийно: вначале отщепляются ионы металла, а затем ионы водорода. Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Основныесоли – это соли, которые кроме ионов металла и кислотного остатка содержат гидроксогруппы. Эти соли можно представить как продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Например: Mg(OH)₂+HCl=MgOHCl+H₂O; 2Ca(OH)₂+H₂SO₄=(CaOH)₂SO₄+2H₂O. Диссоциацию основных солей можно выразить уравнениями:

MgOHCl↔ MgOH⁺ + Cl^-; AlOHCl₂ ↔ AlOH²⁺+ 2Cl, ^- Al(OH)₂Cl ↔ Al(OH) ₂⁺ + Cl^-.

Катионы основных солей в незначительной степени подвергаются дальнейшей диссоциации: MgOH⁺↔ Mg²⁺+OH^-; Al(OH)₂²⁺↔ AlOH²⁺+OH^-; AlOH²⁺↔ Al³⁺+OH^- Основные соли образуются многокислотными (двух- и более) основаниями. Однокислотные основания основных солей не образуют.

Наиболее распространены международные названия солей. Они состоят из двух слов: названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном. Число анионов и катионов, как правило, не указывается. Но если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то ее указывают в скобках римской цифрой. Например, KNO₃ - нитрат калия, FeSO₄ - сульфат железа (II), Fe₂(SO₄)₃ - сульфат железа (III), NaCl - хлорид натрия. Названия кислых солей образуются добавлением к аниону приставки «гидро» -, а если необходимо, то с соответствующими числительными: NaHSO₄ -гидросульфат натрия, KH₂PO₄ - дигидрофосфат калия. Названия основных солей образуются перечислением названий анионов, которые пишутся через дефикс: AlOHSO₄ - сульфат-гидроксид алюминия, Al(OH)₂Cl - хлорид-дигидроксид алюминия.

 

Важнейшие способы получения солей следующие:

1. Реакция нейтрализации: LiOH+HNO₃ =LiNO₃ +H₂O; NaOH+HCl=NaCl+ H₂O.

2. Взаимодействие кислот с основными оксидами: 2HCl + MgO = MgCl₂ + H₂O.

3. Взаимодействие кислот с солями: H₂S + CuCl₂ = CuS↓ + 2HCl;

4. Взаимодействие двух различных солей: Na₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2 NaCl;

5. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами: Ca(OH)₂ +CO₂ = CaCO₃↓ +H₂O.

6. Взаимодействие щелочей с солями: 3KOH + FeCl₃ = 3KCl + Fe(OH)₃.

7. Взаимодействие основных оксидов с кислотными оксидами: CaO + SiO₂ = CaSiO₃.

8. Взаимодействие металлов с кислотами: 2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑;.

9. Взаимодействие металлов с солями: Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Химические свойства солей обусловлены их отношением к металлам, щелочам, кислотам и солям:

1. В ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытесняет последующие из растворов их солей. Например:

Zn + Hg(NO₃)₂ = Zn(NO₃)₂ + Hg; 2Al + 3PtCl₂ = 2AlCl₃ + 3Pt.

2. Соли взаимодействуют:

а) со щелочами: MnSO₄ + 2RbOH = Mn(OH)₂ + Rb₂SO₄;

б) с кислотами: CaSO₄ + H₂S = CaS↓ + H₂SO₄;

в) между собой: CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaCl;

В заключение следует сказать, что между простыми веществами, оксидами, основаниями и солями существует связь, а именно - возможность их взаимного перехода. Так, например, простое вещество - металл кальций в результате соединения с кислородом превращается в оксид кальция CaО, а последний при взаимодействии с кислотой (например H₂SO₄) превращается в соль CaSO₄. Эти превращения можно представить схемой:

Са→ СаО→ Ca(OH)₂→ CaSO₄.

Подобные превращения можно провести с неметаллами, например, серой:

S → SO₂ → H₂SO₄ → CaSO₄.

Итак, различными путями получена одна и та же соль. Возможен и обратный переход - от соли к другим классам неорганических соединений и простым веществам. Например, от сульфата меди путем его взаимодействия со щелочью можно перейти к гидроксиду меди (II), от него с помощью прокаливания – к оксиду меди (II), а из последнего посредством восстановления водородом при нагревания получить простое вещество – медь:

CuSO₄ → Cu(OH)₂ → CuO → Cu.

Подобная связь между классами неорганических соединений, основанная на получении веществ одного класса из веществ другого класса, называется генетической. Часто получение веществ осуществляется не прямым, а косвенным путём. Например, гидроксид меди (II) нельзя получить реакцией взаимодействия оксида меди (II) с водой. В этом случае применяют косвенный путь: на оксид меди (II) действуют кислотой, получают соль, а из соли, действуя раствором щелочи, получают гидроксид меди (II). Генетическую связь между классами неорганических соединений можно выразить схемой:

металл → основной оксид → основание

↓

соль

↓

неметалл → кислотный оксид → кислота