Кислоты, их получение, свойства.
Характеристика кислот:
1)
Сильные, устойчивые, образуют растворы с
сильнокислой средой: азотная, серная, соляная, HBr,HI, HClO4 (хлорная)
2)
Средней силы и слабые растворимые, образуют растворы с довольно кислой средой: фосфорная, плавиковая (HF),
уксусная
3)
Слабые, летучие, неустойчивые: сероводородная, сернистая, угольная, азотистая.
Среда в растворах этих кислот очень слабо
кислая.
4)
Нерастворимые: кремниевая, борная Н3ВО3.Не меняют окраску индикатора.
Свойства кислот.
Ряд напряжений
металлов:
Li,
Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb,H,Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au
|
Свойство
|
Примеры
|
Примечания
|
|
1.Электроли-тическая
диссоциация в водных растворах.
|
HCl
⇄ H+ +
Cl– (точнее, не Н+, а Н3О+-ион гидроксония)
Многоосновные
кислоты диссоциируют cтупенчато:
H2SO3
⇄ H+
+ НSO3– (1 ступень) и
HSO3–
⇄ H+ + SO32–
(2 ступень)
|
Нерастворимые
кислоты практически не диссоциируют.
|
|
2.
Действие на индикаторы.
|
Так
как растворы кислот имеют кислую среду, они меняют окраску индикаторов.
Причина – наличие в растворе ионов Н+(H3O+).
Лакмус
и метилоранж приобретают КРАСНУЮ окраску.
|
H2SiO3,
H2S, H2CO3 - практически не меняют окраску индикаторов.
|
|
3.
Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами.
|
H2SO4
+ Ca(OH)2= CaSO4 + 2H2O
HCl
+ Al(OH)3 = AlCl3 + H2O
H2SiO3
+ 2NaOH = Na2SiO3 + 2H2O
H2SO4
+ KOH(изб) = K2SO4
+ H2O
H2SO4(изб) + KOH = KHSO4
+ H2O
|
Слабые
кислоты реагирует только со щелочами. Возможно образование кислых солей.
|
|
4.
Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами
|
2
HCl + CaO = CaCl2 +H2O
2
H3PO4+Fe2O3 = FePO4+3H2O
|
Кремниевая
кислота – только при сплавлении.
|
|
5.
Взаимодействие со средними, кислыми, основными солями.
|
А)
Cоль1+кислота1=соль2+кислота2
2HCl
+СаCO3 =СаCl2+CO2+ H2O
ВaCl2
+H2SO4 = ВaSO4¯+ 2HCl
Б)
Средняя соль + её же кислота = кислая соль.
H2SO4+Na2SO4=
2NaHSO4
В)
Основная соль+кислота = средняя соль.
(СuOH)2CO3+4HCl=2CuCl2+CO2+3H2O
Al(OH)2Cl
+ 2HCl = AlCl3 + 2H2O
|
Реакция
происходит, если соль образована более слабой кислотой, или если образуется
осадок, газ, вода.
|
|
6.Взаимодействие
с металлами минеральных кислот: HCl, HBr, HI, HF, H2SO4(разб!), Н3РО4
|
2HCl + 2Na =
2NaCl + H2
H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2
Исключение:
при реакции с металлами азотной и конц. серной кислот водород не выделяется,
реакция идёт по-другому! (см.п. 7)
Не реагируют с металлами: H2S, H2SiO3,
H2SO3, H2CO3
|
Металл
в ряду активности – должен находиться левее водорода.
|
|
7.
Особые свойства HNO3 и H2SO4 - реакция с металлами
|
Cu+4HNO3
(конц.) =Cu(NO3)2+2NO2+2H2O
3Cu+8HNO3(разб.)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O
8K+5H2SO4
(конц.) = 4K2SO4+H2S+4H2O
3Zn+
4H2SO4 (конц.) = 3ZnSO4+S+4H2O
|
Пассивация
Al, Cr, Fe – не реагируют с холодной концентрированной HNO3 и H2SO4
|
|
8.
Разложение при нагревании.
|
1)
H2SiO3 → t SiO2 + H2O
2HNO2 = NO + NO2 + H2O
4HNO3 → t 2H2O + 4NO2 + O2
2)
2HI → t H2 + I2
|
Угольная,
сернистая и азотистая кислоты разлагаются при комнатной температуре.
|
Способы
получения кислот
|
Способ
получения
|
Примеры
|
Примечания
|
|
1.
Взаимодействие оксидов с водой
|
SO3 + H2O = H2SO4
|
Кислородсодержащие
кислоты.
Кроме
H2SiO3
|
|
2.
Взаимодействие простых веществ
|
H2 + S = H2S
|
Бескислородные
кислоты.
|
|
3.
Вытеснение более слабых кислот из их солей более сильными кислотами.
|
2HCl+Na2S
= 2NaCl+ H2S↑
2HCl+Na
2SiO3= 2NaCl+ Н2SiО3↑
|
Кремниевую
кислоту можно получить ТОЛЬКО таким способом.
|
|
4.
Окисление кислот (или оксидов в водном растворе) кислородом и другими
окислителями.
|
SO2+Br2+H2O=H2SO4+HBr
H3PO3
+ O2 → t H3PO4
|
Реакции
протекают в водном растворе.
|
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.