12.4. Сила кислот и оснований

Направление смещения кислотно-основного равновесия определятся следующим правилом:
Кислотно-основные равновесия смещены в сторону более слабой кислоты и более слабого основания.

Кислота тем сильнее, чем легче она отдает протон, а основание тем сильнее, чем легче оно принимает протон и прочнее его удерживает. Молекула (или ион) слабой кислоты не склонна отдавать протон, а молекула (или ион) слабого основания не склонна его принимать, этим и объясняется смещение равновесия в их сторону. Силу кислот, а также силу оснований можно сравнивать только в одном и том же растворителе
Так как кислоты могут реагировать с разными основаниями, то соответствующие равновесия будут смещены в ту или иную сторону в разной степени. Поэтому для сравнения силы разных кислот определяют, насколько легко эти кислоты отдают протоны молекулам растворителя. Аналогично определяется и сила оснований.

Вы уже знаете, что молекула воды (растворителя) может и принимать, и отдавать протон, то есть проявляет и свойства кислоты, и свойства основания. Поэтому и кислоты, и основания можно сравнивать между собой по силе в водных растворах. В одном и том же растворителе сила кислоты в значительной степени зависит от энергии рвущейся связи А-Н, а сила основания – от энергии образующейся связи В-Н.
Для количественной характеристики силы кислоты в водных растворах можно использовать константу кислотно-основного равновесия обратимой реакции данной кислоты с водой:
HА + Н 2 О А + H 3 O .

Для характеристики силы кислоты в разбавленных растворах, в которых концентрация воды практически постоянна, пользуются константой кислотности :

,

где K к (HA) = K c ·.

Совершенно аналогично для количественной характеристики силы основания можно использовать константу кислотно-основного равновесия обратимой реакции данного основания с водой:

А + Н 2 О НА + ОН ,

а в разбавленных растворах – константу основности

, где K о (HA) = K c ·.

Практически для оценки силы основания используют константу кислотности кислоты, получающейся из данного основания (так называемой " сопряженной " кислоты), так как эти константы связаны простым соотношением

К о (А ) = К (Н 2 О)/К к (НА).

Иными словами, основание тем сильнее, чем слабее сопряженная кислота. И наоборот, кислота тем сильнее, чем слабее сопряженное основание .

Константы кислотности и основности, как правило, определяются экспериментально. Значения констант кислотности различных кислот приведены в приложении 13, а значения констант основности оснований – в приложении 14.
Для оценки того, какая часть молекул кислоты или основания в состоянии равновесия подверглась реакции с водой, используется величина, аналогичная (и однородная) мольной доле и называемая степенью протолиза (). Для кислоты НА

.

Здесь величина с индексом " пр" (в числителе) характеризует прореагировавшую часть молекул кислоты НА, а величина с индексом " исх" (в знаменателе) – исходную порцию кислоты.
В соответствии с уравнением реакции

n пр (HA) = n (H 3 O ) = n (A ) c пр (HA) = c (H 3 O ) = c (A );
= = a · с исх (НА);
= (1 – a) · с исх (НА).

Подставив эти выражения в уравнение константы кислотности, получим

Таким образом, зная константу кислотности и общую концентрацию кислоты, можно определить степень протолиза этой кислоты в данном растворе. Аналогично через степень протолиза можно выразить и константу основности основания, поэтому в общем виде

Это уравнение представляет собой математическое выражение закона разбавления Оствальда . Если растворы разбавленные, то есть исходная концентрация не превышает 0,01 моль/л, то можно использовать приближенное соотношение

K = 2 ·c исх.

Для грубой оценки степени протолиза это уравнение можно использовать и при концентрациях до 0,1 моль/л.
Кислотно-основные реакции – процессы обратимые, но не всегда. Рассмотрим поведение в воде молекул хлороводорода и фтороводорода:

Молекула хлороводорода отдает протон молекуле воды и превращается в хлорид-ион. Следовательно, в воде хлороводород проявляет свойства кислоты, а сама вода – свойства основания . Тоже происходит и с молекулой фтороводорода, и, следовательно, фтороводород тоже проявляет свойства кислоты. Поэтому водный раствор хлороводорода называют хлороводородной (или соляной) кислотой, а водный раствор фтороводорода – фтороводородной (или плавиковой) кислотой. Но между этими кислотами есть существенное различие: соляная кислота реагирует с избытком воды необратимо (полностью), а плавиковая – обратимо и незначительно. Следовательно, молекула хлороводорода легко отдает протон молекуле воды, а молекула фтороводорода делает это с трудом. Поэтому соляная кислота относится к сильным кислотам , а плавиковая – к слабым.

Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 , HNO 3 и некоторые другие.
Теперь обратим внимание на правые части уравнений реакций с водой хлороводорода и фтороводорода. Фторид-ион может принимать протон (отрывая его у иона оксония) и превращаться в молекулу фтороводорода, а хлорид-ион не может. Следовательно, фторид-ион проявляет свойства основания, а хлорид-ион таких свойств не проявляет (но только в разбавленных растворах).
Как и кислоты, существуют сильные и слабые основания .

К сильным веществам-основаниям относятся все хорошо растворимые ионные гидроксиды (их называют еще " щелочами " ), так как при их растворении в воде гидроксид-ионы полностью переходят в раствор.

К слабым основаниям относится NH 3 (К О = 1,74· 10 –5) и некоторые другие вещества. К ним же относятся и практически нерастворимые гидроксиды элементов, образующих металлы, (" гидроксиды металлов") потому, что при взаимодействии этих веществ с водой в раствор переходит лишь ничтожное количество гидроксид-ионов.
Слабые основания-частицы (их еще называют " анионные основания" ): F , NO 2 , SO 3 2 , S 2 , CO 3 2 , PO 4 3 и другие анионы, образующиеся из слабых кислот.
Не обладают основными свойствами анионы Cl , Br , I , HSO 4 , NO 3 и другие анионы, образующиеся из сильных кислот
Не обладают кислотными свойствами катионы Li , Na , K , Ca 2 , Ba 2 и другие катионы, входящие в состав сильных оснований.

Кроме частиц-кислот и частиц-оснований, существуют еще частицы, проявляющие и кислотные, и основные свойства. Такие свойства молекулы воды вам уже известны. Кроме воды, это гидросульфит-ион, гидросульфид-ион и другие аналогичные ионы. Например, HSO 3 проявляет как свойства кислоты
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O , так и свойства основания
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH .

Подобные частицы называются амфолитами .

Большинство частиц-амфолитов представляют собой молекулы слабых кислот, потерявшие часть протонов (HS , HSO 3 , HCO 3 , H 2 PO 4 , HPO 4 2 и некоторые другие). Анион HSO 4 не проявляет основных свойств и является довольно сильной кислотой (К К = 1,12 . 10 –2), а потому к амфолитам не относится. Соли, в состав которых входят такие анионы, называются кислыми солями .

Примеры кислых солей и их названий:

Как вы уже, наверное, заметили, у кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакций есть много общего. Проследить общие черты и найти отличия этих типов реакций вам поможет схема, изображенная на рисунке 12.3.

СИЛА КИСЛОТЫ, СИЛА ОСНОВАНИЯ, КОНСТАНТА КИСЛОТНОСТИ, КОНСТАНТА ОСНОВНОСТИ, СОПРЯЖЕННАЯ КИСЛОТА, СОПРЯЖЕННОЕ ОСНОВАНИЕ, СТЕПЕНЬ ПРОТОЛИЗА, ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА, СИЛЬНАЯ КИСЛОТА, СЛАБАЯ КИСЛОТА, СИЛЬНОЕ ОСНОВАНИЕ, СЛАБОЕ ОСНОВАНИЕ, ЩЕЛОЧЬ, АНИОННОЕ ОСНОВАНИЕ, АМФОЛИТЫ, КИСЛЫЕ СОЛИ
1.Какая из кислот в большей степени склонна отдавать протон в водном растворе а) азотная или азотистая, б) серная или сернистая, в) серная или соляная, г) сероводородная или сернистая? Составьте уравнения реакций. В случае обратимых реакций запишите выражение для констант кислотности.
2.Сравните энергию атомизации молекул HF и HCl. Согласуются ли эти данные с силой плавиковой и соляной кислот?
3.Какая частица является более сильной кислотой: а) молекула угольной кислоты или гидрокарбонат-ион, б) молекула фосфорной кислоты, дигидрофосфат-ион или гидрофосфат-ион, в) молекула сероводорода или гидросульфид-ион?
4.Почему в приложении 13 вы не найдете константы кислотности серной, соляной, азотной и некоторых других кислот?
5.Докажите справедливость соотношения, связывающего константу основности и константу кислотности сопряженных кислоты и основания.
6.Запишите уравнения реакций с водой а) бромоводорода и азотистой кислоты, б) серной и сернистой кислот, в) азотной кислоты и сероводорода. В чем отличия этих процессов?
7.Для следующих амфолитов: HS , HSO 3 , HCO 3 , H 2 PO 4 , HPO 4 2 , H 2 O – составьте уравнения реакций этих частиц с водой, запишите выражения для констант кислотности и основности, выпишите значения этих констант из приложений 13 и 14. Определите, какие свойства, кислотные или основные преобладают у этих частиц?
8.Какие процессы могут происходить при растворении в воде фосфорной кислоты?
Сравнение реакционной способности сильных и слабых кислот.

12.5. Кислотно-основные реакции ионов оксония

И кислоты, и основания различаются по силе, по растворимости, по устойчивости и по некоторым другим характеристикам. Важнейшей из этих характеристик является сила. Наиболее характерно свойства кислот проявляются у сильных кислот. В растворах сильных кислот частицами-кислотами являются ионы оксония. Поэтому в этом параграфе мы рассмотрим реакции в растворах, протекающие при взаимодействии ионов оксония с различными веществами, содержащими частицы-основания. Начнем с самых сильных оснований.

а) Реакции ионов оксония с оксид-ионами

Среди очень сильных оснований важнейшим является оксид-ион, входящий в состав основных оксидов, которые, как вы помните, представляют собой ионные вещества. Этот ион - одно из сильнейших оснований. Поэтому основные оксиды (например, состава MO), даже не реагирующие с водой, легко реагируют с кислотами. Механизм реакции:

В этих реакциях оксид-ион не успевает перейти в раствор, а сразу реагирует с ионом оксония. Следовательно, реакция протекает на поверхности оксида. Такие реакции идут до конца, так как из сильной кислоты и сильного основания образуется очень слабый амфолит (вода).

Пример. Реакция азотной кислоты с оксидом магния:

MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H 2 O.

Так реагируют с сильными кислотами все основные и амфотерные оксиды, но если образуется нерастворимая соль, то реакция в некоторых случаях очень замедляется, так как слой нерастворимой соли препятствует проникновению кислоты к поверхности оксида (пример - реакция оксида бария с серной кислотой).

б) Реакции ионов оксония с гидроксид-ионами

Из всех частиц-оснований, существующих в водных растворах, гидроксид-ион является самым сильным основанием. Его константа основности (55,5) во много раз превышает константы основности остальных частиц-оснований. Гидроксид-ионы входят в состав щелочей и при их растворении переходят в раствор. Механизм реакции ионов оксония с гидроксид-ионами:

.

Пример 1. Реакция соляной кислоты с раствором гидроксида натрия:

HCl p + NaOH p = NaCl p + H 2 O.

Как и реакции с основными оксидами, такие реакции идут до конца (необратимы) потому, что в результате передачи протона ионом оксония (сильной кислотой, K K = 55,5) гидроксид-иону (сильному основанию, K О = 55,5) образовались молекулы воды (очень слабого амфолита, K K = K O = 1,8·10 -16).
Вспомним, что реакции кислот с основаниями (в том числе и со щелочами) называются реакциями нейтрализации.
Вы уже знаете, что в чистой воде присутствуют ионы оксония и гидроксид-ионы (за счет автопротолиза воды), но их концентрации равны и крайне незначительны: с (Н 3 О ) = с (ОН ) = 10 -7 моль/л. Поэтому их присутствие в воде практически незаметно.
То же наблюдается и в растворах веществ, не являющихся ни кислотами, ни основаниями. Такие растворы называют нейтральными.

Но если в воду добавить вещество-кислоту или вещество-основание, то в растворе появится избыток одного из этих ионов. Раствор станет кислым или щелочным.

Гидроксид-ионы входят в состав не только щелочей, но и практически нерастворимых оснований, а также амфотерных гидроксидов (амфотерные гидроксиды в этом отношении можно рассматривать как ионные соединения). Со всеми этими веществами ионы оксония также реагируют, причем, как и в случае основных оксидов, реакция протекает на поверхности твердого вещества. Механизм реакции для гидроксида состава M(OH) 2:

.

Пример 2. Реакция раствора серной кислоты с гидроксидом меди. Так как гидросульфат-ион довольно сильная кислота (K K 0,01), обратимостью его протолиза можно пренебречь и записать уравнения этой реакции следующим образом:

Cu(OH) 2 + 2H 3 O = Cu 2 + 4H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4р = CuSO 4 + 2H 2 O.

в) Реакции ионов оксония со слабыми основаниями

Как и в растворах щелочей, в растворах слабых оснований также присутствуют гидроксид-ионы, но их концентрация во много раз меньше, чем концентрация самих частиц-оснований (это отношение равно степени протолиза основания). Поэтому скорость реакции нейтрализации гидроксид-ионов во много раз меньше, чем скорость реакции нейтрализации самих частиц-оснований. Следовательно, преобладающей будет реакция между ионами оксония и частицами-основаниями.

Пример 1. Реакция нейтрализации соляной кислоты раствором аммиака:

.

В результате реакции получаются ионы аммония (слабая кислота, K K = 6·10 -10) и молекулы воды, но, так как один из исходных реагентов (аммиак) основание слабое (K O = 2·10 -5), то реакция обратима

Но равновесие в ней очень сильно сдвинуто вправо (в сторону продуктов реакции), настолько сильно, что обратимостью часто пренебрегают, записывая молекулярное уравнение этой реакции со знаком равенства:

HCl p + NH 3p = NH 4 Cl p + H 2 O.

Пример 2. Реакция бромоводородной кислоты с раствором гидрокарбоната натрия. Будучи амфолитом, гидрокарбонат-ион в присутствии ионов оксония ведет себя как слабое основание:

Образующаяся угольная кислота может содержаться в водных растворах лишь в очень небольших концентрациях. При увеличении концентрации она разлагается. Механизм разложения можно представить себе следующим образом:

Суммарные химические уравнения:

H 3 O + HCO 3 = CO 2 + 2H 2 O
HBr р + NaHCO 3р = NaBr р + CO 2 + H 2 O.

Пример 3. Реакции, протекающие при сливании растворов хлорной кислоты и карбоната калия. Карбонат-ион тоже слабое основание, хотя и более сильное, чем гидрокарбонат-ион. Реакции между этими ионами и ионом оксония полностью аналогичны. В зависимости от условий проведения, реакция может остановиться на стадии образования гидрокарбонат-иона, а может привести и к образованию углекислого газа:

а) H 3 O + CO 3 = HCO 3 + H 2 O
HClO 4р + K 2 CO 3р = KClO 4р + KHCO 3р;
б) 2H 3 O + CO 3 = CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4р + K 2 CO 3р = 2KClO 4р + CO 2­ + H 2 O.

Аналогичные реакции протекают даже в том случае, когда соли, содержащие частицы-основания, нерастворимы в воде. Как и в случае основных оксидов или нерастворимых оснований, в этом случае реакция тоже протекает на поверхности нерастворимой соли.

Пример 4. Реакция между соляной кислотой и карбонатом кальция:
CaCO 3 + 2H 3 O = Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3р + 2HCl р = CaCl 2р + CO 2 + H 2 O.

Препятствием к проведению таких реакций может послужить образование нерастворимой соли, слой которой будет затруднять проникновение ионов оксония к поверхности реагента (например, в случае взаимодействия карбоната кальция с серной кислотой).

НЕЙТРАЛЬНЫЙ РАСТВОР, КИСЛЫЙ РАСТВОР, ЩЕЛОЧНОЙ РАСТВОР, РЕАКЦИЯ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ.
1.Составьте схемы механизмов реакций ионов оксония со следующими веществами и частицами: FeO, Ag 2 O, Fe(OH) 3 , HSO 3 , PO 4 3 и Cu 2 (OH) 2 CO 3 . По схемам составьте ионные уравнения реакций.
2.С какими из следующих оксидов будут реагировать ионы оксония: CaO, CO, ZnO, SO 2 , B 2 O 3 , La 2 O 3 ? Составьте ионные уравнения этих реакций.
3.С какими из следующих гидроксидов будут реагировать ионы оксония: Mg(OH) 2 , B(OH) 3 , Te(OH) 6 , Al(OH) 3 ? Составьте ионные уравнения этих реакций.
4.Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций бромоводородной кислоты с растворами следующих веществ: Na 2 CO 3 , K 2 SO 3 , Na 2 SiO 3 , KHCO 3 .
5.Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций раствора азотной кислоты со следующими веществами: Cr(OH) 3 , MgCO 3 , PbO.
Реакции растворов сильных кислот с основаниями, основными оксидами и солями.

12.6. Кислотно-основные реакции слабых кислот

В отличии от растворов сильных кислот в растворах слабых кислот в качестве частиц-кислот присутствуют не только ионы оксония, но и молекулы самой кислоты, причем молекул кислоты во много раз больше, чем ионов оксония. Поэтому в этих растворах преобладающей реакцией будет реакция самих частиц-кислот с частицами-основаниями, а не реакции ионов оксония. Скорость реакций с участием слабых кислот всегда меньше скорости аналогичных реакций с участием сильных кислот. Часть этих реакций обратима, и тем больше, чем слабее участвующая в реакции кислота.

а) Реакции слабых кислот с оксид-ионами

Это единственная группа реакций слабых кислот, которые протекают необратимо. Скорость реакции зависит от силы кислоты. Некоторые слабые кислоты (сероводородная, угольная и др.) в реакции с малоактивными основными и амфотерными оксидами (CuO, FeO, Fe 2 O 3 , Al 3 O 3 , ZnO, Cr 2 O 3 и др.) не вступают.

Пример. Реакция, протекающая между оксидом марганца(II) и раствором уксусной кислоты. Механизм этой реакции:

Уравнения реакции:
MnO + 2CH 3 COOH = Mn 2 + 2CH 3 COO + H 2 O
MnO + 2CH 3 COOH р = Mn(CH 3 COO) 2р + H 2 O.(Соли уксусной кислоты называются ацетатами)

б) Реакции слабых кислот с гидроксид-ионами

В качестве примера рассмотрим, как реагируют с гидроксид-ионами молекулы фосфорной (ортофосфорной) кислоты:

В результате реакции получаются молекулы воды и дигидрофосфат-ионы.
Если после завершения этой реакции в растворе остаются гидроксид-ионы, то дигидрофосфат-ионы, являясь амфолитами, будут с ними реагировать:

Образуются гидрофосфат-ионы, которые, также являясь амфолитами, могут реагировать с избытком гидроксид-ионов:

.

Ионные уравнения этих реакций

H 3 PO 4 + OH H 2 PO 4 + H 2 O;
H 2 PO 4 + OH HPO 4 2 + H 2 O;
HPO 4 + OH PO 4 3 + H 2 O.

Равновесия этих обратимых реакций смещены вправо. В избытке раствора щелочи (например, NaOH) все эти реакции протекают практически необратимо, поэтому их молекулярные уравнения обычно записывают так:

H 3 PO 4р + NaOH р = NaH 2 PO 4р + H 2 O;
NaH 2 PO 4р + NaOH р = Na 2 HPO 4р;
Na 2 HPO 4р + NaOH р = Na 3 PO 4р + H 2 O.

Если целевым продуктом этих реакций является фосфат натрия, то можно записать и суммарное уравнение:
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

Таким образом, молекула фосфорной кислоты, вступая в кислотно-основные взаимодействия, может последовательно отдавать один, два или три протона. В аналогичном процессе молекула сероводородной кислоты (H 2 S) может отдавать один или два протона, а молекула азотистой кислоты (HNO 2) - только один протон. Соответственно, эти кислоты относят к трехосновным, двухосновным и одноосновным.

Соответствующая характеристика основания называется кислотностью.

Примеры однокислотных оснований - NaOH, KOH; примеры двукислотных оснований - Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 .
Наиболее сильные из слабых кислот могут реагировать и с гидроксид-ионами, входящими в состав нерастворимых оснований и даже амфотерных гидроксидов.

в) Реакции слабых кислот со слабыми основаниями

Практически все эти реакции обратимы. В соответствии с общим правилом равновесия в таких обратимых реакциях смещены в сторону более слабых кислот и более слабых оснований.

ОСНОВНОСТЬ КИСЛОТЫ, КИСЛОТНОСТЬ ОСНОВАНИЯ.
1.Составьте схемы механизмов реакций, протекающих в водном растворе между муравьиной кислотой и следующими веществами: Fe 2 O 3 , KOH и Fe(OH) 3 . По схемам составьте ионные и молекулярные уравнения этих реакций. (ион тетрааквацинка) и 3aq aq + H 3 O .
4.В каком направлении сместится равновесие в этом растворе а) при его разбавлении водой, б) при добавлении в него раствора сильной кислоты?

Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из катионов водорода (протонов) и анионов кислотных остатков.

Кислоты могут быть неорганическими бескислородными, неорганическими кислородсодержащими, органическими и комплексными. Примеры:

HCl, HBr, H 2 S – неорганические не содержащие кислород (бескислородные);

HNO 3 , HClO 4 , H 2 SO 4 , H 3 PO 4 – неорганические кислородсодержащие;

Органические кислоты;

Комплексные кислоты.

Классификация кислот

Кислоты классифицируются по многим признаком, в частности, по основности, по силе кислоты, по типу разрываемой связи с водородом и по принадлежности кислоты к органическим или неорганическим.

Классификация по основности

по основности кислоты подразделяют на:

1) одноосновные 2) двухосновные 3) трёхосновные 4) многоосновные 5) полиосновные

Одноосновные кислоты

К ним относятся в первую очередь кислоты, в молекулах которых имеется только один атом водорода, который и отщепляется в воде или полярных растворителях в виде протона и может быть замещен на атом металла, например:

HJ, HBr, HCl, HNO 2 , HNO 3 , HClO, HClO 2 , HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , H − C ≡ N. Названия этих кислот соответственно: йодоводородная, бромоводородная, хлороводородная или соляная, азотистая, азотная, хлорноватистая, хлористая, хлорноватая, хлорная, марганцовая и синильная. Все они при диссоциации отщепляют один катион водорода:

HClO 2 Н + + СlO 2 ˉ ; HNO 3 Н + + NO 3 ˉ

Наряду с такими одноосновными кислотами имеются кислоты, в которых есть несколько атомов водорода, но лишь один из них способен к диссоциации или замещению на металл, например, фосфиновая кислота:

Например, при взаимодействии с избытком щёлочи замещается только этот атом водорода и получается средняя соль, в которой второй атом водорода уже не заместить:

Na(PH 2 O 2) - средняя соль. Атомы водорода неспособные к замещению ставят после центрального атома в кислотном остатке, а сам остаток берут в скобки.

Имеется также множество органических веществ, у которых к диссоциации способен лишь один атом водорода, хотя атомов водорода может быть много.

Например, в пропионовой и бензойной кислотах по шесть атомов водорода, но лишь один из них способен к диссоциации или замещению на металл.

Двухосновные кислоты

К двухосновным кислотам прежде всего относятся такие, в молекулах которых содержится два атома водорода и оба они способны к диссоциации, которая проходит ступенчато:

H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, H 2 C 2 O 4 , H 2 SO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SiO 3 , H 2 CO 3 , H 2 CrO 4 , H 2 Cr 2 O 7 . Названия этих кислот соответственно: сероводородная, селеноводородная, теллуроводородная, щавелевая, сернистая, серная, кремниевая, угольная, хромовая, дихромовая.

Пример диссоциации двуосновной кислоты:

H 2 S Н + + HS − первая ступень; HS - Н + + S 2− вторая ступень

Примеры взаимодействия со щёлочью

H 2 S + KOH → KHS + H 2 O H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O

Имеются также кислоты, у которых атомов водорода больше двух, но способны к диссоциации только два из них, например:

В малоновой, янтарной, адипиновой и фталевой кислотах из имеющихся в их молекулах атомов водорода замещаются в водных растворах на металл или диссоциируют только два подчёркнутых:

Трёхосновные кислоты

Это кислоты, содержащие три атома водорода, которые все способны к диссоциации. Например, в ортофосфорной кислоте:

Н 3 РО 4 Н + + Н 2 РО 4 − Н 2 РО 4 − Н + + НРО 4 2− НРО 4 2− Н + + РО 4 3−

Трём ступеням диссоциации соответствуют две кислые и одна средняя соли:

NaH 2 PO 4 – дигидроортофосфат натрия – кислая соль;

Na 2 HPO 4 – гидроортофосфат натрия – кислая соль;

Na 3 PO 4 – ортофосфат натрия – средняя соль.

Для сравнения: Na 2 (PHO 3) – динатровая соль фосфоновой кислоты – средняя соль.

Многоосновные кислоты

Полиосновные кислоты

Примером полиосновной кислоты является молекула РНК. Ниже в её фрагменте выделено многократно повторяющееся элементарное звено − остаток нуклеотида, где в качестве азотистого основания может быть один из четырех остатков: аденина, гуанина, цитозина или урацила. В каждом нуклеотиде есть фрагмент ортофосфорной кислоты, где подчеркнут атом водорода, способный к диссоциации и замещению на металл (смотрите формулу на стр. 4).

Классификация кислот по силе

По силе кислоты подразделяют на сильные кислоты, кислоты средней силы, слабые кислоты и некоторые авторы выделяют еще и очень слабые кислоты. Мерой силы кислот является величина – рК а.

Вывод формулы рК а. Любая кислота способна к диссоциации на ионы НА Н + + А − . Для любого равновесного процесса можно написать уравнение для константы равновесия:

Если прологарифмировать это выражение, используя десятичные логарифмы, то получается уравнение (1):

Если поменять знаки на противоположные и использовать свойства логарифмов получаем уравнение (2):

Принято величину – lgK a обозначать, как рК а, а величину – lg, как рН.

В результате уравнение (2) преобразовывается в уравнение (3):

Из уравнения (3) следует, что рK а = рН в том случае, когда

а это в свою очередь возможно, если

Таким образом рК а это то значение рH среды, при котором концентрация недиссоциированной кислоты равна концентрации её аниона или, иными словами, когда кислота диссоцирована наполовину. Для каждой кислоты можно определить значение рК а. Если значение рК а отрицательно, то кислота сильная, если значение рК а положительно, но меньше 3,5, то кислота средней силы, а если больше 3,5, то кислота слабая.

Знание рК а позволяет легко предсказать, будет ли данная кислота вытеснять другую кислоту из ее соли. Математический расчет показывает, что кислота, имеющая рК а меньше на единицу, вытесняет другую кислоту из ее соли на 90%, например:

Если рК а вытесняющей кислоты меньше рК а вытесняемой на 2 единицы рН или больше, то происходит вытеснение кислоты на 99% или более. Например:

Любая сильная кислота вытеснит любую слабую кислоту из ее соли практически нацело.

По типу разрываемой связи с атомом «Н»

По этому типу кислоты подразделяют на элемент(Э) − Н, О − Н, N – H, C – H и S − H кислотам.

К Э – Н относят, например: HF, HCl, HBr, HI, H 2 Se, H 2 Te.

О − Н – кислоты. В О − Н кислотах водород отрывается при диссоциации от кислорода, хотя в этих кислотах в подавляющем большинстве случаев содержатся и другие атомы, например:

В некоторых О – Н кислотах имеются атомы водорода, соединенный не с кислородом, но они, как правило, и не способны к диссоциации, например:

Фосфиновая кислота является одноосновной О – Н кислотой. Атомы водорода, связанные с фосфором не способны к диссоциации и не замещаются на металл, даже при большом избытке концентрированной щелочи.

Фосфоновая кислота является двухосновной О – Н кислотой, а атом водорода связанный с фосфором также не способен диссоциации и замене на металл.

N – H кислоты. К ним относится аммиак, первичные и вторичные амины. Например, в аммиаке можно заменить атом водорода, связанный с азотом, на натрий:

Еще легче реагирует с металлами ацетанилид или анилид уксусной кислоты:

2, 4, 6, 2 ’ , 4 ’ , 6 ’ – гексанитродифениламин просто диссоциирует в воде так как его рК а = 5,4 и он кислота не многим более слабая, чем уксусная:

Имеется также кислота, которая является одновременно N – H и S – H кислотой. Это тиоциановая кислота:

Соли этой кислоты называются тиоцианатами или роданидами: KNCS - роданид калия. Остатки этой кислоты в разных комплексных соединениях координируются к центральным атомам либо своим атомом азота, либо атомом серы. Например, анион − NCS в гексароданоферрате (III) калия - K 3 координирован атомом азота к катиону железа (III), а в тетрароданмеркуриате (II) калия - K 2 атомом серы к катиону ртути (II):

S – H - кислоты

К S – H - кислотам относится сероводород, который является двухосновной S – H - кислотой:

H 2 S H + + SH − pK a = 7,00 SH − H + + S 2− pK a = 12,60

К S – H - кислотам относится так же бесконечно большое число меркаптанов – соединений с общей формулой R – S – H, где R – углероводородный радикал, например: этилмеркаптан, тиофенол (или фенилмеркаптан) и 2-фурилмеркаптан (2-меркаптофуран).

Тиофенол имеет рК а = 9,43, то есть примерно в 6 раз более сильная кислота, чем фенол (рК а = 10)

С – H - кислоты

К С – H - кислотам относится ацетилен, в котором оба атома водорода можно заменить на щелочной металл, например на натрий. Ацетилен – слабая кислота, его рК а = 22.

Ним относится так же бесконечно большое количество терминальных алкинов, в которых атом водорода соединенный с атомом углерода при тройной связи, можно заменить либо на Na, либо действием реактива Толленса на серебро:

CH 3 – C ≡ C – H + OH → CH 3 – C ≡ C – Ag↓ + H 2 O + 2 NH 3

Наиболее сильной, из известных С – Н кислот является тринитрометан, который практически полностью диссоциирует в воде на ионы, так – как его рК а = 0,16, то есть он является кислотой средней силы, но очень близок к сильным кислотам.

Способы получения кислот

Некоторые кислоты могут быть получены прямым взаимодействием простых веществ:

H 2 + F 2 → 2 HF жидкая плавиковая кислота (фтороводородная)

H 2 + 2 С + N 2 ―-→ 2 HCN синильная кислота

Кислоты являющиеся растворами кислых газов в воде можно получать в две технологические стадии:

1) взаимодействие водорода с простым веществом;

2) растворение этого кислого газа в воде, например:

Так же получаюся сернистая и угольная кислоты:

S + O 2 → SO 2 SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 C + O 2 → CO 2 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

Очень многие кислоты можно получить путём взаимодействия кислотных оксидов с водой. Часть реакций обратима (с СО 2 и SO 2) другие не обратимы: SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 ,

N 2 O 5 + H 2 O → 2 HNO 3 , Cl 2 O 7 + H 2 O → 2 HClO 4 .

При взаимодействии некоторых кислотных оксидов с водой в зависимости от условий протекания реакции, могут получаться разные кислоты, например:

При взаимодействии некоторых кислотных оксидов с водой в результате реакции диспропорционирования образуются две разные кислоты:

Кислоты могут быть получены путём вытеснения их из солей более сильными кислотами:

Из солей более сильных, но летучих кислот можно их выделить под действием более слабых, но не летучих кислот:

Если кислота при комнатной температуре не является летучей, но у нее не слишком высокая температура кипения, то её можно выделить при нагревании:

Кислоты могут быть получены в результате электролиза солей, у которых катион разряжается на катоде, а анион на аноде разряжаться не может:

Кислоты могут быть получены путем обменных реакций кислот с кислотными оксидами:

4 HClO 4 + P 4 O 10 → 4 HPO 4 + 2 Cl 2 O 7 4 HNO 3 + P 4 O 10 → 4 HPO 3 + 2 N 2 O 5

В эти же реакции вступают и органические кислоты, образуя ангидриды карбоновых кислот:

Некоторые кислоты могут быть получены путём доокисления других кислот кислородом воздуха:

2 H 2 SO 3 + O 2 → 2 H 2 SO 4 2 HNO 2 + O 2 → 2 HNO 3

Некоторые путём доокисления оксидов в водном растворе кислородом воздуха, например, при промышленном способе получения азотной кислоты:

4 NO 2 + 2 Н 2 О + O 2 → 4 HNO 3

Некоторые кислоты получаются путем диспропорционирования других кислот:

Некоторые кислоты, например, серная и ортофосфорная могут быть превращены в другие кислоты взаимодействием с соответствующими оксидами:

H 2 SO 4 + SO 3 → H 2 S 2 O 7 (дисерная) H 2 S 2 O 7 + SO 3 → H 2 S 3 O 10 (трисерная)

H 2 S 3 O 10 + SO 3 → H 2 S 4 O 13 (тетрасерная) 8 H 3 PO 4 + P 4 O 10 → 6 H 4 P 2 O 7 (пирофосфорная)

При окислении неметаллов кислотами-окислителями:

As + 5 HNO 3 → H 3 AsO 4 + 5 NO 2 + H 2 O

Комплексные кислоты могут получены путём окисления благородных металлов «царской водкой»:

3 Pt + 18 HCl конц + 4 HNO 3 конц. → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Au + HNO 3 конц + 4 HCl конц. → H + NO + 2 H 2 O

Или окисления кремния смесью плавиковой и азотной кислот:

3 Si + 18 HF + 4 HNO 3 → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Органические кислоты можно получать путём окисления в разных условиях очень многих классов органических соединений, в частности алканов, алкенов, алкадиенов, алкинов, алкиларенов, первичных спиртов, альдегидов, кетонов, сложных эфиров. Монокарбоновые кислоты можно получать из дикарбоновых кислот путём их декарбоксилирования (материал будет изложен в соответствующих разделах органической химии).

Похожая информация.

О том, какая кислота самая сильная, спорили не одно поколение химиков. В разные времена это звание получала азотная, серная, соляная кислота. Некоторые считали, что сильнее плавиковой кислоты соединения быть не может. В последнее время получены новые соединения с сильными кислотными свойствами. Может быть, именно среди них имеется самая сильная кислота в мире? В этой статье рассмотрены характеристики наиболее сильных стойких кислот нашего времени и даны их краткие химические характеристики.

Понятие кислоты

Химия - точная количественная наука. И звание «Самая сильная кислота» должно быть обоснованно приписано тому или иному веществу. Что же может являться главным показателем, который характеризует силу любого соединения?

Для начала давайте вспомним классическое определение кислоты. В основном это слово применяется для сложных химических соединений, которые состоят из водорода и кислотного остатка. Количество атомов водорода в соединении зависит от валентности кислотного остатка. Например, в молекуле соляной кислоты присутствует лишь один атом водорода; а серная кислота уже владеет двумя атомами Н + .

Свойства кислот

Все кислоты обладают некоторыми химическими свойствами, которые можно назвать общими для данного класса химических соединений.

Во всех вышеназванных свойствах проявляется еще одно «умение» любой известной кислоты - это способность отдавать атом водорода, заменяя его на атом другого химического вещества или молекулу какого-либо соединения. Именно эта способность характеризует «силу» кислоты и степень ее взаимодействия с остальными химическими элементами.

Вода и кислота

Наличие воды значительно уменьшает способность кислоты отдавать атомы водорода. Это объясняется тем, что водород способен образовывать собственные химические связи между молекулами кислоты и воды, тем самым его способность отделяться от основания меньше, чем у неразбавленных кислот.

Суперкислота

Слово «суперкислота» введен в химический словарь в 1927 году, с легкой руки знаменитого химика Джеймса Конанта.

Эталоном крепости этого химического соединения является концентрированная серная кислота. Химическое вещество или какая-либо смесь, превышающая показатель кислотности концентрированной серной кислоты, называется суперкислотой. Значение сверхкислоты определяется ее способностью придавать положительный электрический заряд любому основанию. За базовый параметр для определения кислотности принят соответствующий показатель H 2 SO 4 . Среди кислот сильного действия наблюдаются вещества с довольно необычными названиями и свойствами.

Известные сильные кислоты

Самые известные кислоты из курса неорганической химии - это йодоводородная (HI), бромоводородная (HBr), соляная (HCl), серная (H 2 SO 4) и азотная (HNO 3) кислоты. Все они обладают большим показателем кислотности и способны реагировать с большинством металлов и оснований. В этом ряду самой сильной кислотой является смесь азотной и соляной кислоты, получившая название «царская водка». Формула самой сильной кислоты этого ряда -HNO 3+3 HCl. Это соединение способно растворять даже драгоценные металлы - такие, как золото и платину.

Как ни странно, плавиковая кислота, которая представляет собой соединение водорода самым сильным галогеном - фтором, в претенденты на звание «Самая сильная кислота в химии» так и не попала. Единственной особенностью этого вещества является способность растворять стекло. Поэтому хранят такую кислоту в полиэтиленовой таре.

Сильные органические кислоты

Претенденты на титул «Самая сильная кислота в органической химии» - муравьиная и уксусная кислоты. Муравьиная кислота является самой сильной в гомологическом ряду предельных кислот. Свое название она получила из-за того, что некоторая часть ее содержится в выделениях муравьев.

Уксусная кислота чуть слабее муравьиной, но спектр ее распространения гораздо шире. Она часто встречается в соках растений и образуется при окислении различной органики.

Последние разработки в области химии позволили синтезировать новое вещество, способное конкурировать с традиционными органическими веществами. Трифторметансульфокислота имеет показатель кислотности выше, чем у серной. При этом CF3SO3H является стабильной гигроскопичной жидкостью с установленными физико-химическими свойствами при нормальных условиях. На сегодня титул "Самая сильная органическая кислота" может быть присвоен этому соединению.

Многие могут подумать, что степень кислотности не может быть значительно выше показателя серной кислоты. Но в последнее время ученые синтезировали ряд веществ, у которых параметры кислотности в несколько тысяч раз превышают значения серной кислоты. Аномально высокими значениями кислотности обладают соединения, получаемые при взаимодействии протонных кислот с кислотами Льюиса. В научном мире они называются: комплексные протонные кислоты.

Магическая кислота

Да. Все правильно. Магическая кислота. Так и называется. Магическая кислота является смесью фтороводорода или фтор сульфороновой кислоты с пентафлоридом сурьмы. Химическая формула этого соединения представлена на рисунке:

Такое странное название магическая кислота получила на рождественской вечеринке химиков, которая произошла в начале 1960 годов. Один из сотрудников исследовательской группы Дж. Олаха показал забавный фокус, растворив восковую свечу в этой удивительной жидкости. Эта одна из самых сильных кислот нового поколения, но вещество, которое превзойдет ее по силе и кислотности, уже синтезировано.

Самая сильная кислота в мире

Carborane acid - карборановая кислота, которая является на сегодняшний день самой сильным соединением в мире. Формула самой сильной кислоты выглядит таким образом: H(CHB11Cl11).

Этот монстр был создан в 2005 году в Калифорнийском университете при тесном сотрудничестве с Новосибирским институтом катализа СО РАН.

Сама идея синтеза возникла в головах ученых вместе с мечтой о новых, невиданных доселе молекулах и атомах. Новая кислота в миллион раз сильнее серной, при этом она совершенно не агрессивна, и самая сильная кислота легко может храниться в стеклянной бутылке. Правда, со временем стекло все-таки растворяется, а при повышении температуры скорость такой реакции значительно увеличивается.

Такая удивительная мягкость обусловлена высокой стабильностью нового соединения. Как и все химические вещества, относящиеся к кислотам, карборановая кислота легко вступает в реакцию, отдавая свой единственный протон. При этом основание кислоты является настолько стабильным, что химическая реакция дальше не идет.

Химические свойства карборановой кислоты

Новая кислота - отличный донор протона Н + . Именно это и определяет силу этого вещества. Раствор карборановой кислоты содержит больше ионов водорода, чем любая другая кислота в мире. В химической реакции SbF 5 - пентафторид сурьмы, связывает илон фтора. При этом высвобождаются новые и новые атомы водорода. Поэтому карборановая кислота и является сильнейшей в мире - взвесь протонов в ее растворе больше аналогичного показателя серной кислоты в 2×10 19 раз.

Однако кислотное основание этого соединения потрясающе стабильно. Молекула этого вещества состоит из одиннадцати атомов брома и такого же количества атомов хлора. В пространстве эти частицы образуют сложную, геометрически правильную фигуру, которую называют икосаэдром. Такое расположение атомов является наиболее устойчивым, и это объясняет стабильность карборановой кислоты.

Значение карборановой кислоты

Самая сильная кислота в мире принесла своим создателям заслуженные награды и признание в научном мире. Хотя все свойства нового вещества до конца не изучены, уже становится ясным, что значение этого открытия выходит за рамки лабораторий и научно-исследовательских институтов. Карборановую кислоту можно использовать в качестве мощного катализатора при различных промышленных реакциях. Кроме этого, новая кислота может взаимодействовать с наиболее упрямыми химическими веществами - инертными газами. В настоящее время ведутся работы, допускающие возможность вступления в реакцию ксенона.

Несомненно, удивительные свойства новых кислот найдут свое применение в самых различных областях науки и техники.

Все кислоты, их свойства и основания делятся на сильные и слабые. Но не смейте путать такие понятия как «сильная кислота» или «сильное основание» с их концентрацией. Например, нельзя сделать концентрированный раствор слабой кислоты или разбавленный раствор сильного основания. Например, соляная кислота, когда растворяется в воде то отдает каждой из двух молекул воды по одному своему протону.

Когда происходит химическая реакция в ионе гидроксония ион водорода очень прочно связывается с молекулой воды. Сама реакция будет происходит до тех пор, пока полностью не исчерпаются ее реагенты. Наша вода в этом случае играет роль основания, так как получает протон от соляной кислоты. Кислоты, которые диссоциируются нацело в водных растворах, называются сильными.

Когда нам известно самая начальная концентрация сильной кислоты, то в данном случае не составляет труда подсчитать какая концентрация ионов гидроксония и хлорид-ионов в растворе. Например, если вы возьмете и в 1 литр воды растворите 0,2 моля газообразной соляной кислоты, концентрация ионов после диссоциации будет точно такой же.

Примеры сильных кислот:

1) HCl — соляная кислота;
2) HBr — бромводород;
3) HI — йодоводород;
4) HNO3 — азотная кислота;
5) HClO4 — хлорная кислота;
6) H2SO4 — серная кислота.

Все известные кислоты (за исключением серной кислоты), представлены в списке выше и являются монопротоновыми, так как их атомы отдают по одному протону; молекулы серной кислоты могут с легкостью отдавать два своих протона, именно поэтому серная кислота является дипротоновой.

К сильным основаниям относятся электролиты, они полностью диссоциируются в водных растворах с образованием гидроксид-иона.

Аналогично с кислотами, вычислить концентрацию гидроксид-иона очень просто, если вы узнаете исходную концентрацию раствора. Например, раствор NaOH с концентрацией 2 моль/л диссоциирует на такую же концентрацию ионов.

Слабые кислоты. Основания и свойства

Что касается слабых кислот, то они диссоциируются не полностью, то есть частично. Различать сильные и слабые кислоты очень просто: если в справочной таблице рядом с названием кислоты показана ее константа то эта кислота является слабой; если же константа не приведена то данная кислота является сильной.

Слабые основания также хорошо реагируют с водой с образованием равновесной системы. Слабые кислоты также характеризуются константой диссоциации К.

Кислоты – это сложные вещества, чьи молекулы состоят из атомов водорода (способных замещаться атомами металлов), связанных с кислотным остатком. Кислоты бывают органические и неорганические, бескислородные и кислородные.

Классификация и свойства кислот

Кислоты – это жидкие (например, H 2 SO 4 – серная кислота) и твердые (например, H 3 PO 4 -ортофосфорная кислота) смеси. Большинство кислот хорошо растворимы в воде. Но есть и нерастворимые, типичный пример, H 2 SiO 3 – кремниевая кислота. Кислоты способны разъедать кожу и ткани. К физическим свойствам кислот можно отнести то, что они изменяют цвет индикаторов: лакмуса – в красный, метиловый оранжевый – в розовый, фенолфталеин – в бесцветный.

Рис. 1. Таблица изменение цвета индикаторов на кислоты.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислоты – это электролиты, способные диссоциировать в водном растворе с образованием в качестве катионов только ионов водорода. Следовательно, кислоты можно называть протолитами, то есть веществами отдающими протон.

С помощью количества атомов водорода, способных замещаться на металл, определяет основность кислоты: одноосновные кислоты – HBr, HClO2; двухосновные – H 2 SO 3 , H 2 S; трехосновные – H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота) и т.д.

Рис. 2. Формула ортофосфорной кислоты в молекулярно-ионном виде.

Кислоты делятся на кислородные и бескислородные (пример первых – HNO 3 , вторых – HCl).

Названия бескислородных кислот строятся следующим образом: к корню русского названия неметалла, образующего кислоту, прибавляется буква о и слово «водородная». Например: HCl – хлороводородная кислота, H 2 S – сероводородная кислота.

Название кислородных кислот образуется от русского названия центрального элемента с прибавлением различных суффиксов, характеризующих степень его окисления, и слова «кислота».

Предельной степени окисления центрального элемента соответствуют суффиксы «н» или «ов». По мере снижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оват-, -ист-, -оватист-. Например: HClO 4 – хлорная кислота, HClO 3 – хлорноватая кислота, HClO 2 – хлористая кислота, HClO – хлорноватистая кислота.

Рис. 3. кислородные и бескислородные кислоты.

Химические свойства кислот

Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами, с основаниями и солями:

H 2 SO 4 +CuO=CuSO 4 +H 2 O

H 2 SO 4 +ZnO=ZnSO 4 +H 2 O

H 2 SO 4 +Ba(OH) 2 =BaSO 4 +2H 2 O

H 2 SO 4 +BaCl=BaSO 4 +2HCl

Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов левее водорода, вытесняют его из кислот (исключение HNO 3 , конц. H 2 SO 4), например:

Zn+H 2 SO 4 =ZnSO 4 +H 2

Таблица химических свойств кислот

Кислородные кислоты получают чаще всего при взаимодействии соответствующих оксидов с водой:

P 4 O 10 +6H 2 O=4H 3 PO 4 ;

а бескислородные кислоты получают при взаимодействии неметалла с водородом с последующим растворением полученного соединения в воде: H 2 +Br 2 =2HBr

Что мы узнали?

В 8 классе по химии дается общая информация о кислотах в целом и об их кислотно-основных свойствах.В статье дается информация кратко о химических свойствах кислот, а также физические свойства этих веществ и способы их получения. Изучаемые химические элементы обладают рядом химических свойств, например, они могут взаимодействовать с солями, оксидами, металлами.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.2 . Всего получено оценок: 97.