Кислоты

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называют соединения, образующие в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода H⁺:

HCl (воды) ↔H⁺ + Cl^- HNO₃↔ H⁺ + NO₃^-

Кислоты в воде диссоциируют на катионы водорода и анионы - кислотные остатки.

Изучение неводных растворов различных веществ показало, что характерные признаки кислот (кислотность, отношение к индикаторам) наблюдаются и в таких растворах, в которых отсутствуют ионы водорода. Всё это привело к возникновению новых теоретических положений в определении кислот.

Согласно протонной теории кислот и оснований И. Бренстеда, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, что можно выразить уравнением реакции: кислота→ основание + H⁺.

Согласно этой теории, любая кислота является донором протонов H⁺, а основании, как указывалось выше, - акцептором протонов.

Более общее определение кислот и оснований дано Г. Льюисом, предложившим, что кислотно-основные взаимодействия необязательно происходят с переносом протона, основная роль при этом отводиться участию электронных пар.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Например, фторид алюминия AlF₃– кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

AlF₃ + :NH₃ →[AlF₃] : [NH₃]

В таблице 4 представлены результаты сопоставлений определений кислот и оснований, используемые в настоящее время.

Номенклатура кислот

Поскольку существуют различные определения кислот, то их классификация и номенклатура довольно условны.

Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла прибавлением окончаний -ная, -вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере снижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая.

HClO₄– хлорнаяH₂SO₄- серная

HClO₃- хлорноватаяH₂SO₃- сернистая

HClO₂- хлористая

HClO₁– хлорноватистая

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением слова – “ водородная” через соединительную“о”.

HF– фтороводородная (плавиковая)

H₂S– сероводородная

HCl– хлороводородная (соляная)

По числу содержащихся в кислотах атомов водорода, способных замещаться на металл, кислоты подразделяются на: одноосновные – HNO₃,HCl, двухосновные –H₂SO₄,H₂S, и трехосновные –H₃PO₄.

При диссоциации многоосновных кислот ионы водорода отщепляются постепенно:

H₃PO₄↔H⁺+H₂PO₄^_

H₂ PO₄ ^- ↔ H⁺ +HPO₄^2‑

HPO₄^2‑ ↔H⁺ +PO₄^3‑

Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном взаимодействии неметаллов с водородом с последующим растворением в воде. Кислородосодержащие кислоты могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой:

SO₃ +H₂O=H₂SO₄

Кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

t°C

NaNO₃ +H₂SO₄ = HNO₃ +NaHSO₄

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

Химические свойства кислот можно разделить на две группы. Общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах ионов H⁺, и специфические, т. е. характерные для конкретных кислот.

К первому типу свойств кислот относятся реакции взаимодействия с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑ или Fe + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂ ↑

Ион водорода может вступать не только в реакции окисления-восстановления, а также в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленную пару электронов

(кислотно-основное взаимодействие):

H⁺ + :NH₃→ [NH₄]⁺

В таблице 5 представлены важнейшие кислоты и наименование их солей.

Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и солями:

H₂SO₄ + CaO = CaSO₄ + H₂O

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

H₂SO₄+BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl

Таблица 5