Кислоты

Кисло́ты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток. Водные растворы кислот имеют кислый вкус, обладают раздражающим действием, способны менять окраску индикаторов, отличаются рядом общих химических свойств.

Определение кислоты

Определения кислот и оснований претерпели значительную эволюцию по мере расширения теоретических  представлений о природе химической связи и механизмах химических реакций. 

В 1778 французский  химик Антуан Лавуазье предположил, что кислотные свойства обусловлены  наличием в молекуле атомов кислорода. Эта гипотеза быстро доказала свою несостоятельность, так как многие кислоты не имеют в своём составе  кислорода, в то время как многие кислородсодержащие соединения не проявляют  кислотных свойств. Тем не менее, именно эта гипотеза дала название кислороду как химическому элементу. 

В 1839 немецкий химик  Юстус Либих дал такое определение кислотам: кислота — это водородосодержащее соединение, водород которого может быть замещён на металл с образованием соли. 

Первую попытку  создать общую теорию кислот и  оснований предпринял шведский физикохимик Сванте Аррениус. Согласно его теории, сформулированной в 1887, кислота — это соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием протонов (ионов водорода H+). Теория Аррениуса быстро показала свою ограниченность, она не могла объяснить многих экспериментальных фактов. В наше время она имеет главным образом историческое и педагогическое значение. 

В настоящее  время наиболее распространены три  теории кислоты и оснований. Они  не противоречат друг другу, а дополняют.

По теории сольвосистем, начало которой положили работы американских химиков Кэди и Франклина, опубликованные в 1896—1905 гг., кислота — такое соединение, которое даёт в растворе те положительные ионы, которые образуются при собственной диссоциации растворителя (Н3О+, NH4+). Это определение хорошо тем, что не привязано к водным растворам.

По протонной  теории кислот и оснований, выдвинутой в 1923 г. независимо датским учёным Йоханнесом Брёнстедом и английским учёным Томасом Лоури, кислоты — водородсодержащие вещества, отдающие при реакциях положительные ионы водорода — протоны. Слабость этой теории в том, что она не включает в себя не содержащие водорода вещества, проявляющие кислотные свойства, так называемые апротонные кислоты.

По электронной  теории, предложенной в 1923 г. американским физикохимиком Гилбертом Льюисом, кислота — вещество, принимающее электронные пары, то есть акцептор электронных пар. Таким образом, в теории Льюиса кислотой могут быть как молекула, так и катион, обладающие низкой по энергии свободной молекулярной орбиталью.

Пирсон модифицировал  теорию Льюиса с учётом характеристик  орбиталей-акцепторов, введя понятие жёстких и мягких кислот и оснований (принцип Пирсона или принцип ЖМКО). Жёсткие кислоты характеризуются высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью атома, несущего свободную орбиталь, мягкие кислоты, соответственно, характеризуются низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью атома, несущего свободную орбиталь. 

Следует также  отметить, что многие вещества проявляют  амфотерные свойства, то есть ведут  себя как кислоты в реакциях с  основаниями и как основания  — в реакциях с более сильной  кислотой.

Классификация кислот

По содержанию кислорода 

бескислородные (HCl, H2S);

кислородосодержащие (HNO3,H2SO4).

По основности — количество кислых атомов водорода

Одноосновные (HNO3);

Двухосновные (H2SeO4, двухосновные предельные карбоновые кислоты);

Трёхосновные (H3PO4, H3BO3).

Полиосновные (практически не встречаются).

По силе

Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1×10−3 (HNO3);

Слабые —  константа диссоциации меньше 1×10−3 (уксусная кислота Kд= 1,7×10−5).

По устойчивости

Устойчивые (H2SO4);

Неустойчивые (H2CO3).

По принадлежности к классам химических соединений

Неорганические (HBr);

Органические (HCOOH,CH3COOH);

По летучести 

Летучие (H2S, HCl);

Нелетучие (H2SO4) ;

По растворимости  в воде

Растворимые (H2SO4);

Нерастворимые (H2SiO3); 

Химические  свойства кислот

Взаимодействие  с основными оксидами с образованием соли и воды:

Взаимодействие  с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

Взаимодействие  со щелочами с образованием соли и  воды (реакция нейтрализации):

Взаимодействие  с нерастворимыми основаниями с  образованием соли и воды, если полученная соль растворима:

Взаимодействие  с солями, если выпадает осадок или  выделяется газ:

Сильные кислоты  вытесняют более слабые из их солей:

(в данном случае образуется непрочная угольная кислота , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)

Металлы, стоящие  в ряду активности до водорода, вытесняют  его из раствора кислоты (кроме азотной  кислоты  любой концентрации и  концентрированной серной кислоты ), если образующаяся соль растворима:

С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами  реакция идёт иначе:

Для органических кислот характерна реакция этерификации (взаимодействие со спиртами с образованием сложного эфира и воды):

Например,

Кислоты. Классификация кислот. Химические свойства. 

Слова "кислота" и "кислый" не зря имеют общий  корень. Растворы всех кислот на вкус кислые. Это не означает, что раствор любой  кислоты можно пробовать на язык – среди них встречаются очень  едкие и даже ядовитые. Но такие  кислоты как уксусная (содержится в столовом уксусе), яблочная, лимонная, аскорбиновая (витамин С), щавелевая  и некоторые другие (эти кислоты  содержатся в растениях) знакомы  вам именно своим кислым вкусом.

В этом параграфе  мы рассмотрим только важнейшие неорганические кислоты, то есть такие, которые не синтезируются  живыми организмами, но играют большую  роль в химии и химической промышленности.

Все кислоты, независимо от их происхождения, объединяет общее  свойство – они содержат реакционноспособные  атомы водорода. В связи с этим кислотам можно дать следующее определение:

Кислота – это  сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.

Свойства кислот определяются тем, что они способны заменять в своих молекулах атомы  водорода на атомы металлов. Например: 

Давайте на примере  серной кислоты рассмотрим ее образование  из кислотного оксида SO3, а затем  реакцию серной кислоты с магнием. Валентности всех элементов, участвующих  в реакции, нам известны, поэтому  напишем соединения в виде структурных  формул:

Эти примеры  позволяют легко проследить связь  между кислотным оксидом SO3, кислотой H2SO4 и солью MgSO4. Одно "рождается" из другого, причем атом серы и атомы  кислорода переходят из соединения одного класса (кислотный оксид) в  соединения других классов (кислота, соль). 

Кислоты классифицируют по таким признакам: а) по наличию  или отсутствию кислорода в молекуле и б) по числу атомов водорода. 

По первому  признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные (табл.1). 

Таблица 1. Классификация кислот по составу. 
 

По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, все кислоты делятся  на одноосновные (с одним атомом водорода), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н), как показано в табл. 2: 

Таблица 2. Классификация кислот по числу атомов водорода.

** Термин "одноосновная  кислота" возник потому, что  для нейтрализации одной молекулы  такой кислоты требуется "одно  основание", т.е. одна молекула  какого-либо простейшего основания  типа NaOH или KOH: 

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O 

HCl + KOH = KCl + H2O 

Двухосновная  кислота требует для своей  нейтрализации уже "два основания", а трехосновная – "три основания": 

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O 

H3PO4 + 3 NaOH = Na3PO4 + 3 H2O 

Рассмотрим важнейшие  химические свойства кислот. 

1. Действие растворов  кислот на индикаторы. Практически  все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет. 

Индикаторы представляют собой вещества сложного строения. В растворах оснований и в  нейтральных растворах они имеют  иную окраску, чем в растворах  кислот. Об индикаторах мы более  подробно расскажем в следующем  параграфе на примере их реакций  с основаниями. 
 

2. Взаимодействие  кислот с основаниями. Эта реакция,  как вы уже знаете, называется  реакцией нейтрализации. Кислота  реагируют с основанием с образованием  соли, в которой всегда в неизменном  виде обнаруживается кислотный  остаток. Вторым продуктом реакции  нейтрализации обязательно является  вода. Например: 
 
 

Для реакций  нейтрализации достаточно, чтобы  хотя бы одно из реагирующих веществ  было растворимо в воде. Поскольку  практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции  нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать  только с растворимыми основаниями  – такими как NaOH и KOH: 

H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O

3. Взаимодействие  кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды –  ближайшие родственники оснований  – с ними кислоты также вступают  в реакции нейтрализации: 

Как и в случае реакций с основаниями, с основными  оксидами кислоты образуют соль и  воду. Соль содержит кислотный остаток  той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации. 

Например, фосфорную  кислоту используют для очистки  железа от ржавчины (оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности  металла его оксид, с самим  железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую  соль FePO4, которую смывают водой  вместе с остатками кислоты. 

4. Взаимодействие  кислот с металлами. Как мы  видим из предыдущего примера,  для взаимодействия кислот с  металлом должны выполняться  некоторые условия (в отличие  от реакций кислот с основаниями  и основными оксидами, которые  идут практически всегда). 

Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла. 

По реакционной  способности в отношении кислот все металлы располагаются в  ряд активности металлов (табл. 8-3). Слева  находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Табл. 3. Ряд активности металлов. 

Во-вторых, кислота  должна быть достаточно сильной, чтобы  реагировать даже с металлом из левой части табл. 3. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+. 

Например, кислоты  растений (яблочная, лимонная, щавелевая  и т.д.) являются слабыми кислотами  и очень медленно реагируют с  такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с  основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).  

С другой стороны, такие сильные кислоты как  серная или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами из левой части табл.3. 

В связи с  этим существует еще одна классификация кислот – по силе. В таблице 4 в каждой из колонок сила кислот уменьшается сверху вниз. 
 
 
 
 

Таблица 4. Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.

** Следует помнить,  что в реакциях кислот с  металлами есть одно важное  исключение. При взаимодействии  металлов с азотной кислотой  водород не выделяется. Это связано  с тем, что азотная кислота  содержит в своей молекуле  сильный окислитель – азот  в степени окисления +5. Поэтому  с металлами в первую очередь  реагирует более активный окислитель N+5, а не H+, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то  количестве водород немедленно  окисляется и не выделяется  в виде газа. Это же наблюдается  и для реакций концентрированной  серной кислоты, в молекуле  которой сера S+6 также выступает  в роли главного окислителя. Состав  продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например: 

Cu + 4 HNO3(конц.) =Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 

3 Cu + 8HNO3(разб.) = 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 

8 K + 5 H2SO4(конц.) = 4 K2SO4 + H2S + 4 H2O 

3 Zn + 4 H2SO4(конц.) = 3 ZnSO4 + S + 4 H2O 

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными  кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой.  

Эти металлы  – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных. 

Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту  хранят и перевозят в железных бочках.