Подготовка к ЕГЭ по химии. Кислоты.

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 Н₃ВО_3.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+ + SO₃^2– (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.