Получение кислот

1. Взаимодействие с водой кислотных оксидов (для кислородсодержащих кислот):

Cl₂O₇ + H₂O = 2HClO₄

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

2. Взаимодействие соответствующего неметалла с водородом (для бескислородных кислот):

H₂ + Cl₂ ↔ 2HCl

H₂ + S ↔ H₂S

При дальнейшем растворении образующихся газов в воде получают одноименные кислоты.

3. Взаимодействие кислот с солями (реакция обмена):

t⁰

2NaCl + H₂SO₄ (конц.) → Na₂SO₄ + 2HCl ↑

FeS + H₂SO₄ (разб.) = FeSO₄ +H₂S ↑

CuSO₄ + H₂S = CuS ↓ + H₂SO₄

4. Реакции с изменением степени окисления:

3Р + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO ↑

Химические свойства кислот

Химические свойства кислот можно разделить на две группы:

- общие свойства, связанные с наличием в растворах кислот иона Н⁺ (иона гидроксония Н₃О⁺);

- специфические свойства (характерные для конкретных кислот).

Общие свойства кислот

1. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации) с образованием соли (средней, кислой или основной) и воды:

HCl + NaОН = NaCl + H₂O

2HCl + Fe(ОН)₃ = Fe(ОН)Cl₂ + 2H₂O

NaОН + H₃PO₄ = NaH₂PO₄ + H₂O

2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами (при этом амфотерные оксиды проявляют свойства основных):

2HCl + FeО = FeCl₂ + H₂O

6HCl + Fe₂О₃ = 2FeCl₃ + 3H₂O

3. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с образованием соли и водорода (для всех кислот, кроме азотной и концентрированной серной):

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂ ↑

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ ↑

4. Взаимодействие с солями (более сильные кислоты вытесняют менее сильные из растворов их солей):

H₂SO₄ + Na₂СО₃ = Na₂SO₄ + H₂О + СО₂ ↑

Ряд кислот – каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую:

HNO₃

H₂SO₄ HCl H₂SO₃ H₂СО₃ H₂S H₂SiO₃

H₃PO₄

5. Растворы кислот меняют цвета индикаторов:

лакмус – с фиолетового на красный;

метиловый оранжевый – с оранжевого на розовый (при переходе от нейтральной среды к кислой).

Различают сильные и слабые кислоты. Мерой силы кислоты считают ее способность к диссоциации с образованием Н⁺ (Н₃О⁺). Если кислотообразующий элемент проявляет несколько степеней окисления, то сила кислородсодержащей кислоты возрастает с увеличением степени окисления кислотообразующего элемента.

Рассмотрим, например, ряд кислот НСIО — НСIО₂ — НСIО₃ — НСIО₄ (их структурные формулы приведены выше). При диссоциации этих кислот происходит разрыв связи Н—О, следовательно, чем прочнее эта связь, тем слабее кислота. Поскольку отрицательность кислорода выше, чем хлора, добавление каждого следующего атома О в структуре кислоты приводит к сдвигу электронной плотности связи Н—О в направлении от Н, и прочность этой связи уменьшается. Действительно, самой сильной кислотой в этом ряду является хлорная (НСIО₄).

Для бескислородных кислот сила кислоты определяется прочностью связи Н—Э в растворе. Чем прочнее эта связь, тем слабее кислота. Следовательно, в ряду галогеноводородных кислот самой сильной оказывается йодоводородная, т.к. чем больше атомный радиус галогена, тем все более энергетически выгодным становится образование иона гидроксония:

HHal + H₂O ↔ Н₃О⁺ + Hal^-

где Hal – элемент подгруппы галогенов (VII А группа)