Кислотные свойства кислот. Кислоты: классификация и химические свойства

Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.

По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H 2 SO 4 серная кислота, H 2 SO 3 сернистая кислота, HNO 3 азотная кислота, H 3 PO 4 фосфорная кислота, H 2 CO 3 угольная кислота, H 2 SiO 3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H 2 S сероводородная кислота).

В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO 3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H 2 SO 4 – двухосновная и т.д.

Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.

Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.

Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – это сложные остатки.

В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H 2 SO 4 – серная; H 2 SO 3 – угольная; H 2 SiO 3 – кремниевая и т.д.

Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO 3 – азотная, HNO 2 – азотистая.

Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Растворы полученных газообразных веществ HCl и H 2 S и являются кислотами.

При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.

Химические свойства кислот

Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.

Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах - они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.

Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:

1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;

2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H +).

При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Кислоты - сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков.

Классификация кислот

1. По числу атомов водорода: число атомов водорода ( n ) определяет основность кислот:

n = 1 одноосновная

n = 2 двухосновная

n = 3 трехосновная

2. По составу:

а) Таблица кислород содержащих кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:

Кислота (Н n А)	Кислотный остаток (А)	Соответствующий кислотный оксид
H 2 SO 4 серная	SO 4 (II) сульфат	SO 3 оксид серы (VI )
HNO 3 азотная	NO 3 (I) нитрат	N 2 O 5 оксид азота (V )
HMnO 4 марганцевая	MnO 4 (I) перманганат	Mn 2 O 7 оксид марганца ( VII )
H 2 SO 3 сернистая	SO 3 (II) сульфит	SO 2 оксид серы (IV )
H 3 PO 4 ортофосфорная	PO 4 (III) ортофосфат	P 2 O 5 оксид фосфора (V )
HNO 2 азотистая	NO 2 (I) нитрит	N 2 O 3 оксид азота (III )
H 2 CO 3 угольная	CO 3 (II) карбонат	CO 2 оксид углерода ( IV )
H 2 SiO 3 кремниевая	SiO 3 (II) силикат	SiO 2 оксид кремния (IV)
НСlO хлорноватистая	СlO (I) гипохлорит	С l 2 O оксид хлора (I)
НСlO 2 хлористая	СlO 2 (I) хлорит	С l 2 O 3 оксид хлора (III)
НСlO 3 хлорноватая	СlO 3 (I) хлорат	С l 2 O 5 оксид хлора (V)
НСlO 4 хлорная	СlO 4 (I) перхлорат	С l 2 O 7 оксид хлора (VII)

б) Таблица бескислородных кислот

Кислота (Н n А)	Кислотный остаток (А)
HCl соляная, хлороводородная	Cl (I ) хлорид
H 2 S сероводородная	S (II ) сульфид
HBr бромоводородная	Br (I ) бромид
HI йодоводородная	I (I ) йодид
HF фтороводородная,плавиковая	F (I ) фторид

Физические свойства кислот

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO 3 , борная H 3 BO 3 . Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H 2 SiO 3 . Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислый вкус содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и т.д.

Способы получения кислот

бескислородные	кислородсодержащие
HCl, HBr, HI, HF, H 2 S	HNO 3 , H 2 SO 4 и другие
ПОЛУЧЕНИЕ
1. Прямое взаимодействие неметаллов H 2 + Cl 2 = 2 HCl	1. Кислотный оксид + вода = кислота SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой 2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ­

Химические свойства кислот

1. Изменяют окраску индикаторов

Название индикатора	Нейтральная среда	Кислая среда
Лакмус	Фиолетовый	Красный
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный
Метилоранж	Оранжевый	Красный
Универсальная индикаторная бумага	Оранжевая	Красная

2.Реагируют с металлами в ряду активности до H 2

(искл. HNO 3 –азотная кислота)

Видео "Взаимодействие кислот с металлами"

Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H 2 (р. замещения)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов

Видео "Взаимодействие оксидов металлов с кислотами"

Ме х О у + КИСЛОТА= СОЛЬ + Н 2 О (р. обмена)

4. Реагируют с основаниями – реакция нейтрализации

КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H 2 O (р. обмена)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется кислота, выпадающая в осадок или выделяется газ:

2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ­ ( р . обмена )

Видео "Взаимодействие кислот с солями"

6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании

(искл. H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 )

КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р. разложения)

Запомните! Неустойчивые кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду :

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:

СаS + 2HCl = H 2 S + Ca Cl 2

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Распределите химические формулы кислот в таблицу. Дайте им названия:

LiOH , Mn 2 O 7 , CaO , Na 3 PO 4 , H 2 S , MnO , Fe (OH ) 3 , Cr 2 O 3 ,HI , HClO 4 , HBr , CaCl 2 , Na 2 O , HCl , H 2 SO 4 , HNO 3 , HMnO 4 , Ca (OH ) 2 , SiO 2 , Кислоты

Бес-кисло-

родные

Кислород- содержащие

растворимые

нераст-воримые

одно-

основные

двух-основные

трёх-основные

№2. Составьте уравнения реакций:

Ca + HCl

Na + H 2 SO 4

Al + H 2 S

Ca + H 3 PO 4
Назовите продукты реакции.

№3. Составьте уравнения реакций, назовите продукты:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO 3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

№4. Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:

KOH + HNO 3

NaOH + H 2 SO 3

Ca(OH) 2 + H 2 S

Al(OH) 3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H 2 SO 4 + K 2 CO 3

HNO 3 + CaCO 3

Назовите продукты реакции.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1. "Формулы и названия кислот"

Тренажёр №2. " Установление соответствия: формула кислоты - формула оксида"

Техника безопасности - Оказание первой помощи при попадании кислот на кожу

Техника безопасности -

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

2) Основность кислоты

Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H + , а также замещаться на атомы металла:

4) Растворимость

5) Устойчивость

7) Окисляющие свойства

Химические свойства кислот

1. Способность к диссоциации

Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:

либо в таком виде: HCl = H + + Cl —

либо в таком: HCl → H + + Cl —

По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.

В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать в уравнении вместо знака две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H + :

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 — H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H 3 PO 4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H 2 PO 4 — , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO 4 2- . Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H + .

Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Взаимодействие кислот с металлами

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H 2 SO 4(конц.) и HNO 3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

H 2 SO 4(разб.) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 , то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:

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

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Взаимодействие кислот с солями

Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO 3 и концентрированной H 2 SO 4 без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.

Высокая окислительная способность концентрированной серной и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.

6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H 2 S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы.

Современная химическая наука представляет собой множество разнообразных отраслей, и каждая из них, помимо теоретической базы, имеет большое прикладное значение, практическое. Чего ни коснись, все кругом - продукты химического производства. Главные разделы - это неорганическая и органическая химия. Рассмотрим, какие основные классы веществ относят к неорганическим и какими свойствами они обладают.

Главные категории неорганических соединений

К таковым принято относить следующие:

1. Оксиды.
2. Соли.
3. Основания.
4. Кислоты.

Каждый из классов представлен большим разнообразием соединений неорганической природы и имеет значение практически в любой структуре хозяйственной и промышленной деятельности человека. Все главные свойства, характерные для этих соединений, нахождение в природе и получение изучаются в школьном курсе химии в обязательном порядке, в 8-11 классах.

Существует общая таблица оксидов, солей, оснований, кислот, в которой представлены примеры каждого из веществ и их агрегатное состояние, нахождение в природе. А также показаны взаимодействия, описывающие химические свойства. Однако мы рассмотрим каждый из классов отдельно и более подробно.

Группа соединений - оксиды

4. Реакции, в результате которых элементы меняют СО

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Реагент вода: образование кислот (SiO 2 исключение)

КО + вода = кислота

2. Реакции с основаниями:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Реакции с основными оксидами: образование соли

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Реакции ОВР:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Проявляют двойные свойства, взаимодействуют по принципу кислотно-основного метода (с кислотами, щелочами, основными оксидами, кислотными оксидами). С водой во взаимодействие не вступают.

1. С кислотами: образование солей и воды

АО + кислота = соль + Н 2 О

2. С основаниями (щелочами): образование гидроксокомплексов

Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li

3. Реакции с кислотными оксидами: получение солей

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Реакции с ОО: образование солей, сплавление

MnO + Rb 2 O = двойная соль Rb 2 MnO 2

5. Реакции сплавления с щелочами и карбонатами щелочных металлов: образование солей

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Не образуют ни кислот, ни щелочей. Проявляют узко специфические свойства.

Каждый высший оксид, образованный как металлом, так и неметаллом, растворяясь в воде, дает сильную кислоту или щелочь.

Кислоты органические и неорганические

В классическом звучании (основываясь на позициях ЭД - электролитической диссоциации - кислоты - это соединения, в водной среде диссоциирующие на катионы Н + и анионы остатков кислоты An - . Однако сегодня тщательно изучены кислоты и в безводных условиях, поэтому существует много разных теорий для гидроксидов.

Эмпирические формулы оксидов, оснований, кислот, солей складываются только из символов, элементов и индексов, указывающих их количество в веществе. Например, неорганические кислоты выражаются формулой H + кислотный остаток n- . Органические вещества имеют другое теоретическое отображение. Помимо эмпирической, для них можно записать полную и сокращенную структурную формулу, которая будет отражать не только состав и количество молекулы, но и порядок расположения атомов, их связь между собой и главную функциональную группу для карбоновых кислот -СООН.

В неорганике все кислоты делятся на две группы:

• бескислородные - HBr, HCN, HCL и другие;
• кислородсодержащие (оксокислоты) - HClO 3 и все, где есть кислород.

Также неорганические кислоты классифицируются по стабильности (стабильные или устойчивые - все, кроме угольной и сернистой, нестабильные или неустойчивые - угольная и сернистая). По силе кислоты могут быть сильными: серная, соляная, азотная, хлорная и другие, а также слабыми: сероводородная, хлорноватистая и другие.

Совсем не такое разнообразие предлагает органическая химия. Кислоты, которые имеют органическую природу, относятся к карбоновым кислотам. Их общая особенность - наличие функциональной группы -СООН. Например, НСООН (муравьиная), СН 3 СООН (уксусная), С 17 Н 35 СООН (стеариновая) и другие.

Существует ряд кислот, на которые особенно тщательно делается упор при рассмотрении данной темы в школьном курсе химии.

1. Соляная.
2. Азотная.
3. Ортофосфорная.
4. Бромоводородная.
5. Угольная.
6. Иодоводородная.
7. Серная.
8. Уксусная, или этановая.
9. Бутановая, или масляная.
10. Бензойная.

Данные 10 кислот по химии являются основополагающими веществами соответствующего класса как в школьном курсе, так и в целом в промышленности и синтезах.

Свойства неорганических кислот

К основным физическим свойствам нужно отнести в первую очередь различное агрегатное состояние. Ведь существует ряд кислот, имеющих вид кристаллов или порошков (борная, ортофосфорная) при обычных условиях. Подавляющее большинство же известных неорганических кислот представляет собой разные жидкости. Температуры кипения и плавления также варьируются.

Кислоты способны вызывать тяжелые ожоги, так как обладают силой, разрушающей органические ткани и кожный покров. Для обнаружения кислот используют индикаторы:

• метилоранж (в обычной среде - оранжевый, в кислотах - красный),
• лакмус (в нейтральной - фиолетовый, в кислотах - красный) или некоторые другие.

К важнейшим химическим свойствам можно отнести способность вступать во взаимодействие как с простыми, так и со сложными веществами.

Химические свойства неорганических кислот

С чем взаимодействуют	Пример реакции
1. С простыми веществами-металлами. Обязательное условие: металл должен стоять в ЭХРНМ до водорода, так как металлы, стоящие после водорода, не способны вытеснить его из состава кислот. В результате реакции всегда образуется водород в виде газа и соль.
2. С основаниями. Итогом реакции являются соль и вода. Подобные реакции сильных кислот с щелочами носят название реакций нейтрализации.	Любая кислота (сильная) + растворимое основание = соль и вода
3. С амфотерными гидроксидами. Итог: соль и вода.	2HNO 2 + гидроксид бериллия = Be(NO 2) 2 (соль средняя) + 2H 2 O
4. С основными оксидами. Итог: вода, соль.	2HCL + FeO = хлорид железа (II) + H 2 O
5. С амфотерными оксидами. Итоговый эффект: соль и вода.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. С солями, образованными более слабыми кислотами. Итоговый эффект: соль и слабая кислота.	2HBr + MgCO 3 = бромид магния + H 2 O + CO 2

При взаимодействии с металлами одинаково реагируют не все кислоты. Химия (9 класс) в школе предполагает весьма неглубокое изучение таких реакций, однако и на таком уровне рассматриваются специфические свойства концентрированной азотной и серной кислоты при взаимодействии с металлами.

Гидроксиды: щелочи, амфотерные и нерастворимые основания

Оксиды, соли, основания, кислоты - все эти классы веществ имеют общую химическую природу, объясняющуюся строением кристаллической решетки, а также взаимным влиянием атомов в составе молекул. Однако если для оксидов можно было дать вполне конкретное определение, то для кислот и оснований это сделать сложнее.

Так же, как и кислоты, основаниями по теории ЭД называются вещества, способные в водном растворе распадаться на катионы металлов Ме n+ и анионы гидроксогрупп ОН - .

• Растворимые или щелочи (сильные основания, изменяющие Образованы металлами I, II групп. Пример: КОН, NaOH, LiOH (то есть учитываются элементы только главных подгрупп);
• Малорастворимые или нерастворимые (средней силы, не изменяющие окраску индикаторов). Пример: гидроксид магния, железа (II), (III) и другие.
• Молекулярные (слабые основания, в водной среде обратимо диссоциируют на ионы-молекулы). Пример: N 2 H 4, амины, аммиак.
• Амфотерные гидроксиды (проявляют двойственные основно-кислотные свойства). Пример: берилия, цинка и так далее.

Каждая представленная группа изучается в школьном курсе химии в разделе "Основания". Химия 8-9 класса подразумевает подробное изучение щелочей и малорастворимых соединений.

Главные характерные свойства оснований

Все щелочи и малорастворимые соединения находятся в природе в твердом кристаллическом состоянии. При этом температуры плавления их, как правило, невысоки, и малорастворимые гидроксиды разлагаются при нагревании. Цвет оснований разный. Если щелочи белого цвета, то кристаллы малорастворимых и молекулярных оснований могут быть самой различной окраски. Растворимость большинства соединений данного класса можно посмотреть в таблице, в которой представлены формулы оксидов, оснований, кислот, солей, показана их растворимость.

Щелочи способны изменять окраску индикаторов следующим образом: фенолфталеин - малиновый, метилоранж - желтый. Это обеспечивается свободным присутствием гидроксогрупп в растворе. Именно поэтому малорастворимые основания такой реакции не дают.

Химические свойства каждой группы оснований различны.

Химические свойства
Щелочей	Малорастворимых оснований	Амфотерных гидроксидов
I. Взаимодействуют с КО (итог -соль и вода): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + вода II. Взаимодействуют с кислотами (соль и вода): обычные реакции нейтрализации (смотрите кислоты) III. Взаимодействуют с АО с образованием гидроксокомплекса соли и воды: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, или Na 2 IV. Взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием гидроксокомплексных солей: То же самое, что и с АО, только без воды V. Взаимодействуют с растворимыми солями с образованием нерастворимых гидроксидов и солей: 3CsOH + хлорид железа (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Взаимодействуют с цинком и алюминием в водном растворе с образованием солей и водорода: 2RbOH + 2Al + вода = комплекс с гидроксид ионом 2Rb + 3H 2	I. При нагревании способны разлагаться: нерастворимый гидроксид = оксид + вода II. Реакции с кислотами (итог: соль и вода): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + вода III. Взаимодействуют с КО: Me +n (OH) n + КО = соль + H 2 O	I. Реагируют с кислотами с образованием соли и воды: (II) + 2HBr = CuBr 2 + вода II. Реагируют с щелочами: итог - соль и вода (условие: сплавление) Zn(OH) 2 + 2CsOH = соль + 2H 2 O III. Реагируют с сильными гидроксидами: итог - соли, если реакция идет в водном растворе: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Это большинство химических свойств, которые проявляют основания. Химия оснований достаточно проста и подчиняется общим закономерностям всех неорганических соединений.

Класс неорганических солей. Классификация, физические свойства

Опираясь на положения ЭД, солями можно назвать неорганические соединения, в водном растворе диссоциирующие на катионы металлов Ме +n и анионы кислотных остатков An n- . Так можно представить соли. Определение химия дает не одно, однако это наиболее точное.

При этом по своей химической природе все соли подразделяются на:

• Кислые (имеющие в составе катион водорода). Пример: NaHSO 4.
• Основные (имеющие в составе гидроксогруппу). Пример: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Средние (состоят только из катиона металла и кислотного остатка). Пример: NaCL, CaSO 4.
• Двойные (включают в себя два разных катиона металла). Пример: NaAl(SO 4) 3.
• Комплексные (гидроксокомплексы, аквакомплексы и другие). Пример: К 2 .

Формулы солей отражают их химическую природу, а также говорят о качественном и количественном составе молекулы.

Оксиды, соли, основания, кислоты обладают различной способностью к растворимости, которую можно посмотреть в соответствующей таблице.

Если же говорить об агрегатном состоянии солей, то нужно заметить их однообразие. Они существуют только в твердом, кристаллическом или порошкообразном состоянии. Цветовая гамма достаточно разнообразна. Растворы комплексных солей, как правило, имеют яркие насыщенные краски.

Химические взаимодействия для класса средних солей

Имеют схожие химические свойства основания, кислоты, соли. Оксиды, как мы уже рассмотрели, несколько отличаются от них по этому фактору.

Всего можно выделить 4 основных типа взаимодействий для средних солей.

I. Взаимодействие с кислотами (только сильными с точки зрения ЭД) с образованием другой соли и слабой кислоты:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Реакции с растворимыми гидроксидами с появлением солей и нерастворимых оснований:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 соль растворимая + Cu(OH) 2 нерастворимое основание

III. Взаимодействие с другой растворимой солью с образованием нерастворимой соли и растворимой:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Реакции с металлами, стоящими в ЭХРНМ левее того, что образует соль. При этом вступающий в реакцию металл не должен при обычных условиях вступать во взаимодействие с водой:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Это главные типы взаимодействий, которые характерны для средних солей. Формулы солей комплексных, основных, двойных и кислых сами за себя говорят о специфичности проявляемых химических свойств.

Формулы оксидов, оснований, кислот, солей отражают химическую сущность всех представителей данных классов неорганических соединений, а кроме того, дают представление о названии вещества и его физических свойствах. Поэтому на их написание следует обращать особое внимание. Огромное разнообразие соединений предлагает нам в целом удивительная наука - химия. Оксиды, основания, кислоты, соли - это лишь часть необъятного многообразия.

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.