Называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты.

По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - азотная HNO 3 , серная H 2 SO 4 , и соляная HCl .

По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты (HNO 3 , H 3 PO 4 и т.п.) и бескислородные кислоты (HCl , H 2 S , HCN и т.п.).

По основности , т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, кислоты подразделяются на одноосновные (например, HNO 3 , HCl ), двухосновные (H 2 S , H 2 SO 4 ), трехосновные (H 3 PO 4 ) и т. д.

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания -водородная: HCl - хлороводородная кислота, H 2 S е - селеноводородная кислота, HCN - циановодородная кислота.

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления , оканчивается на «ная» или «овая», например, H 2 SO 4 - серная кислота, HClO 4 - хлорная кислота, H 3 AsO 4 - мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «оватая» (HClO 3 - хлорноватая кислота), «истая» (HClO 2 - хлористая кислота), «оватистая» (H О Cl - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, получает окончание «истая» (HNO 3 - азотная кислота, HNO 2 - азотистая кислота).

Таблица - Важнейшие кислоты и их соли

Получение кислот

1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при непосредственном соединении кислотных оксидов с водой:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 ,

P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3 .

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4 ,

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO .

Химические свойства кислот

1. Наиболее характерное химическое свойство кислот - их способность реагировать с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например:

H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,

2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O .

2. Способность взаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с выделением водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ,

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 .

3. С солями, если образуется малорастворимая соль или летучее вещество:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ,

2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2 + 2H 2 O.

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем легкость диссоциации по каждой из ступеней падает, поэтому для многоосновных кислот вместо средних солей часто образуются кислые (в случае избытка реагирующей кислоты):

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S ,

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.

4. Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски, что издавна используется для качественного обнаружения кислот в растворах. Так, лакмус изменяет цвет в кислой среде на красный.

5. При нагревании кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксид и воду (лучше в присутствии водоотнимающего P 2 O 5 ):

H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3 ,

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2 .

М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

Не стоит недооценивать роль кислот в нашей жизни, ведь многие из них просто незаменимы в повседневной жизни. Для начала давайте вспомним, что такое кислоты. Это сложные вещества. Формула записывается следующим образом: HnA, где H – водород, n – количество атомов, А – кислотный остаток.

К основным свойствам кислот относят возможность заменять молекулы атомов водорода на атомы металлов. Большинство из них не только едкие, а и очень ядовитые. Но есть и такие, с которыми мы сталкиваемся постоянно, без вреда для своего здоровья: витамин С, лимонная кислота, молочная кислота. Рассмотрим основные свойства кислот.

Физические свойства

Физические свойства кислот, часто помогают найти ключ для установления их характера. Кислоты могут существовать в трех видах: твердом, жидком и газообразном. Например: азотная (HNO3) и серная кислота (H2SO4) - это бесцветные жидкости; борная (H3BO3) и метафосфорная (HPO3) – твердые кислоты. Некоторые из них имеют цвет и запах. Разные кислоты по-разному растворяются в воде. Есть и нерастворимые: H2SiO3 – кремниевая. Жидкие вещества имеют кислый вкус. Название некоторым кислотам дали плоды, в которых они находятся: яблочная кислота, лимонная кислота. Другие же получили свое название от химических элементов, содержащихся в них.

Классификация кислот

Обычно кислоты классифицируют по нескольким признакам. Самый первый - это, по содержанию кислорода в них. А именно: кислородосодержащие (HClO4 – хлорная) и бескислородные (H2S – сероводородная).

По числу атомов водорода (по основности):

• Одноосновная – содержится один атом водорода (HMnO4);
• Двухосновная – имеет два атома водорода (H2CO3);
• Трехосновные, соответственно, имеют три атома водорода (H3BO);
• Полиосновные – имеют четыре и более атомов, встречаются редко (H4P2O7).

По классам химических соединений, делятся на органические и неорганические кислоты. Первые, в основном, встречаются в продуктах растительного происхождения: уксусная, молочная, никотиновая, аскорбиновая кислоты. К неорганическим кислотам относятся: серная, азотная, борная, мышьяковая. Спектр их применения довольно таки широк от промышленных потребностей (изготовление красителей, электролитов, керамики, удобрений и т.д.) до приготовления пищи или прочистки канализаций. Также кислоты можно классифицировать по силе, летучести, устойчивости и растворимости в воде.

Химические свойства

Рассмотрим основные химические свойства кислот.

• Первое - это взаимодействие с индикаторами. В качестве индикаторов используются лакмус, метилоранж, фенолфталеин и универсальная индикаторная бумага. В растворах кислот окраска индикатора сменит цвет: лакмус и универсальная инд. бумага станут красными, метилоранж – розовым, фенолфталеин останется бесцветным.
• Второе – взаимодействие кислот с основаниями. Такую реакцию еще называют нейтрализацией. Кислота вступает в реакцию с основанием, в результате чего мы имеем соль + вода. Например: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
• Так как почти все кислоты хорошо растворяются в воде, нейтрализацию можно проводить как с растворимыми, так и нерастворимыми основаниями. Исключение составляет кремниевая кислота, она почти не растворима в воде. Для ее нейтрализации требуются такие основания, как KOH или NaOH (они растворимы в воде).
• Третье – взаимодействие кислот с основными оксидами. Здесь так же происходит реакция нейтрализации. Основные оксиды являются близкими «родственниками» оснований, следовательно, реакция та же. Мы очень часто используем эти окислительные свойства кислот. Например, для удаления ржавчины с труб. Кислота реагирует с оксидом, превращаясь в растворимую соль.
• Четвертое – реакция с металлами. Не все металлы одинаково хорошо вступают в реакцию с кислотами. Их разделяют на активные (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) и неактивные (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Так же стоит обращать внимание на силу кислоты (сильные, слабые). Например, соляная и серная кислоты способны вступать в реакцию со всеми неактивными металлами, а лимонная и щавелевая кислоты настолько слабы, что очень медленно реагируют даже с активными металлами.
• Пятое – реакция кислородосодержащих кислот на нагревание. Почти все кислоты этой группы при нагревании распадаются на кислородный оксид и воду. Исключение составляют угольная (H3PO4) и сернистая кислоты (H2SO4). При нагревании они распадаются на воду и газ. Это надо запомнить. Вот и все основные свойства кислот.

Напомню кратко на конкретных примерах, как следует правильно называть соли.

Пример 1 . Соль K 2 SO 4 образована остатком серной кислоты (SO 4) и металлом К. Соли серной кислоты называются сульфатами. K 2 SO 4 - сульфат калия.

Пример 2 . FeCl 3 - в состав соли входит железо и остаток соляной кислоты (Cl). Название соли: хлорид железа (III). Обратите внимание: в данном случае мы не только должны назвать металл, но и указать его валентность (III). В прошлом примере в этом не было необходимости, т. к. валентность натрия постоянна.

Важно: в названии соли следует указывать валентность металла только в том случае, если данный металл имеет переменную валентность!

Пример 3 . Ba(ClO) 2 - в состав соли входит барий и остаток хлорноватистой кислоты (ClO). Название соли: гипохлорит бария. Валентность металла Ва во всех его соединениях равна двум, указывать ее не нужно.

Пример 4 . (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Группа NH 4 называется аммоний, валентность этой группы постоянна. Название соли: дихромат (бихромат) аммония.

В приведенных выше примерах нам встретились только т. н. средние или нормальные соли. Кислые, основные, двойные и комплексные соли, соли органических кислот здесь обсуждаться не будут.

Если вас интересует не только номенклатура солей, но и методы их получения и химические свойства, рекомендую обратиться к соответствующим разделам справочника по химии: "

Кислоты - электролиты, при диссоциации которых из положительных ионов образуются только ионы H + :

HNO 3 ↔ H + + NO 3 — ;

CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .

Все кислоты классифицируют на неорганические и органические (карбоновые), которые также имеют свои собственные (внутренние) классификации.

При нормальных условияхзначительное количество неорганических кислот существуют в жидком состоянии, некоторые - в твёрдом состоянии (H 3 PO 4 , H 3 BO 3).

Органические кислоты с числом атомов углерода до 3 представляют собой легкоподвижные бесцветные жидкости с характерным резким запахом; кислоты с 4-9 атомами углерода — маслянистые жидкости с неприятным запахом, а кислоты с большим количеством атомов углерода— твёрдые вещества, нерастворимые в воде.

Химические формулы кислот

Химические формулы кислот рассмотрим на примере нескольких представителей (как неорганических, так и органических): хлороводородной кислоте -HCl, серной кислоте - H 2 SO 4 , фосфорной кислоте — H 3 PO 4 , уксусной кислоте - CH 3 COOH и бензойной кислоте - C 6 H 5 COOH. Химическая формула показывает качественный и количественный состав молекулы (сколько и каких атомов входит в конкретное соединение) По химической формуле можно вычислить молекулярную массу кислот (Ar(H) = 1 а.е.м., Ar(Cl) = 35,5 а.е.м., Ar(P) = 31 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м., Ar(S) = 32 а.е.м., Ar(C) = 12 а.е.м.):

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Mr(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);

Mr(H 2 SO 4) = 2×1 + 32 + 4×16 = 2 + 32 + 64 = 98.

Mr(H 3 PO 4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);

Mr(H 3 PO 4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.

Mr(CH 3 COOH) = 3×Ar(С) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(CH 3 COOH) = 3×12 + 4×1 + 2×16 = 36 + 4 + 32 = 72.

Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×12 + 6×1 + 2×16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Структурные (графические) формулы кислот

Структурная (графическая) формула вещества является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы. Укажем структурные формулы каждого из вышеуказанных соединений:

Рис. 1. Структурная формула хлороводородной кислоты.

Рис. 2. Структурная формула серной кислоты.

Рис. 3. Структурная формула фосфорной кислоты.

Рис. 4. Структурная формула уксусной кислоты.

Рис. 5. Структурная формула бензойной кислоты.

Ионные формулы

Все неорганические кислоты являются электролитами, т.е. способны диссоциировать в водном растворе на ионы:

HCl ↔ H + + Cl — ;

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2- ;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2