Кислоты – класс соединений, которые состоят из протона (водорода) и кислотного остатка.

Есть несколько определений кислот и основания, в зависимости от теорий:

 

Кислоты

 

Классификация кислот.

1. По числу атомов водорода:

  • односновные (HCl, HNO3);
  • двухосновные (H2SO4, H2S, H2CO3);
  • трехосновные (H3PO4).

 

 

2. По составу:

  • бескислородные (HCl, HBr, H2S);
  • кислородосодержащие (H2CO3, HNO3).

 

Как называть кислоты?

Название кислоты происходит от названия металла, который ее образует. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются так: - оватая, -истая, - оватистая.

  • HCl+7O4 – хлорная кислота,
  • HCl+5O3 – хлорноватая кислота,
  • HCl+3O2 – хлористая кислота,
  • HCl+1O – хлорноватистая кислота.

 

Бескислородные кислоты:

  • H2– сероводородная кислота,
  • HCl – хлороводородная кислота,
  • НF – фтороводородная кислота.

 

В связи с изменением степени окисления атома-неметалла, образующего кислоту, свойства меняются. Рассмотрим:

 

Кислоты

 

Хлорная кислота (степень окисления хлора +7) является самым сильным окислителем. У него самое большое число кислородов, связанных с ним. Когда образуется новая связь ClO, электронная плотность распределяется между всеми атомами кислорода и хлором. При этом связь O-H ослабляется. Поэтому прочность кислоты уменьшается.

Такое явление характерно и для других элементов.

 

Получение кислот.

Бескислородные кислоты:

Кислородосодержащие кислоты:

Непосредственное взаимодействие неметалла с водородом:

Взаимодействие кислотных оксидов с водой:

  • H2 + Br2 = 2HBr,
  • H2 + S = H2S,
  • SO3 + H2O = H2SO4,
  • N2O5 + H2O =2HNO3,

Реакция обмена:

  • NaCl + H2SO4 (конц) = HCl + NaHSO4,
  • AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,

 

Окислительно-восстановительные реакции:

 

  • H2O2 + SO2 = H2SO4.

 

 

Химические свойства кислот.

1. Реакция замещения (только с теми металлами, стоящих в ряду напряжения до водорода):

 

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2.

 

2. Взаимодействия с основаниями и основными оксидами:

 

CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O,

NaOH + HCl = NaCl + H2O.

 

3. Со средними, кислыми и основными солями:

 

2KHSO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2SO2 + 2H2O,

[Cu(OH)]2CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H2O.

 

4. В случае многоосновности кислот они диссоциируют ступенчато, поэтому часто наблюдается образование кислых солей вместо средних:

 

KOH + H2S = KHS + H2O.

 

5. Реакция с индикатором: Лакмус в кислой среде становится красного цвета, метилоранж – красный, конго красный – синий.

6. Специфические свойства кислот:

Образование нерастворимых солей:

Окислительно-восстановительные реакции:

AgNO3 + HCl = AgCl↓(белый осадок) + HNO3.

 

2KMnO4+ 16HCl = 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 +8H2O.

3AgNO3 + H3PO4 = Ag3PO4(желтый осадок)+ 3HNO3.

H2S + Br2 = S + 2HBr.

 

Если в реакцию вступает кислородосодержащая кислота, то окисляться она может только если находится в промежуточной степени окисления:

 

H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl.

 

В остальных случаях они – окислители. Особенно это свойства проявляется во взаимодействии с простыми веществами:

 

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O.