Hbr сильная или слабая. Основания: классификация и химические свойства

Немного теории

Кислоты

Кислоты ― это сложные вещества, образованные атомами водорода, способными замещаться на атомы металла и кислотными остатками.

Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых образуются только катионы водорода и анионы кислотных остатков.

Классификация кислот

Классификация кислот по составу

Классификация кислот по числу атомов водорода

Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.

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 солями, если выпадает осадок или выделяется газ:

• Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:

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

- лакмус становится красным

Метилоранж становится красным.

Получение кислот

1. водород+неметалл
H 2 + S → H 2 S
2. кислотный оксид+ вода
P 2 O 5 + 3H 2 O →2H 3 PO 4
Исключение :
2NO 2 + H 2 O →HNO 2 + HNO 3
SiO 2 + H 2 O -не реагирует
3. кислота+соль
В продукте реакции должен образовываться осадок, газ или вода. Обычно более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из солей. Если соль нерастворима в воде, то она реагирует с кислотой, если образуется газ.
Na 2 CO 3 + 2HCl →2NaCl + H 2 O + CO 2
K 2 SiO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ↓

Основания

Основания (осно́вные гидрокси́ды) - сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН−. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами.

Классификация оснований

1. По растворимости в воде.
Растворимые основания
(щёлочи): гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид бария Ba(OH)2, гидроксид стронция Sr(OH)2, гидроксид цезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH.
Практически нерастворимые основания
: Mg(OH)2, Ca(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Cu(OH) 2
Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов
2. По количеству гидроксильных групп в молекуле.
- Однокислотные (гидроксид натрия NaOH)
- Двукислотные (гидроксид меди(II) Cu(OH) 2 )
- Трехкислотные (гидроксид железа(III) In(OH) 3 )
3. По летучести.
- Летучие : NH3
- Нелетучие : щёлочи, нерастворимые основания.
4. По стабильности.
- Стабильные: гидроксид натрия NaOH, гидроксид бария Ba(OH)2
- Нестабильные: гидроксид аммония NH3·H2O (гидрат аммиака).
5. По степени электролитической диссоциации.
- Сильные (α > 30 %): щёлочи.

Слабые (α < 3 %): нерастворимые основания.

Получение

• Взаимодействие сильноосновного оксида с водой позволяет получить сильное основание или щёлочь.

Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя.

• Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы.

• Также основание можно получить при взаимодействия щелочного или щелочноземельного металла с водой.

• Гидроксиды щелочных металлов в промышленности получают электролизом водных растворов солей:

• Некоторые основания можно получить обменными реакциями:

Химические свойства

• В водных растворах основания диссоциируют, что изменяет ионное равновесие:

это изменение проявляется в цветах некоторых
кислотно-основных индикаторов :
лакмус становится синим,
метилоранж - жёлтым,
фенолфталеин приобретает цвет фуксии .

• При взаимодействии с кислотой происходит реакция нейтрализации и образуется соль и вода:

Примечание:
реакция не идёт, если и кислота и основание слабые .

• При избытке кислоты или основания реакция нейтрализации идёт не до конца и образуются кислые или осно́вные соли, соответственно:

• Растворимые основания могут реагировать с амфотерными гидроксидами с образованием гидроксокомплексов:

• Основания реагируют с кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей:

• Растворимые снования вступают в обменные реакции с растворимыми солями:

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.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Кислоты – электролиты, при диссоциации которых из положительных ионов образуются только ионы H + (H 3 O +):

HNO 3 ↔ H + + NO 3 — ;

H 2 S ↔ H + + HS — ↔ 2H + + S 2- .

Существует несколько классификаций кислот, так, по числу атомов водорода, способных к отеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3) и трехосновные (H 3 PO 4). В зависимости от содержания в составе кислоты атомов кислорода кислоты делят на бескислородные (HCl, HF) и кислородсодержащие (H 2 SO 4 , H 2 SO 3).

Химические свойства кислот

К химическим свойствам неорганических кислот относят:

— способность изменять окраску индикаторов, например, лакмус при попадании в раствор кислоты приобретает красную окраску (это обусловлено диссоциацией кислот);

— взаимодействие с активными металлами, стоящими в ряду активности до водорода

Fe + H 2 SO 4(р — р) = FeSO 4 + H 2 ;

— взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

2HCl + FeO = FeCl 2 + H 2 O;

6HNO 3 + Al 2 O 3 = 2Al(NO 3) 3 + 3H 2 O;

— взаимодействие с основаниями (в случае взаимодействия кислот со щелочами происходит реакция нейтрализации в ходе которой происходит образование соли и воды, с нерастворимыми в воде основаниями реагируют только растворимые в воде кислоты)

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

H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ↓ = CuSO 4 +2H 2 O;

— взаимодействие с солями (только в том случае, если в ходу реакции происходит образование мало- или нерастворимого соединения, воды или выделение газообразного вещества)

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl;

2HNO 3 + Na 2 CO 3 = 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O;

— сильные кислоты способны вытеснять более слабые из растворов их солей

K 3 PO 4 + 3HCl = 3KCl + H 3 PO 4 ;

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

— окислительно-восстановительные реакции, связанные со свойствами анионов кислот:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl;

Pb + 4HNO 3(конц) = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

Физические свойства кислот

При н.у. большинство неорганических кислот существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (H 3 PO 4 , H 3 BO 3). Практически все кислоты хорошо растворимы в воде, кроме кремниевой кислоты (H 2 SiO 3)

Получение кислот

Основные способы получения кислот:

— реакции взаимодействия кислотных оксидов с водой

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

— реакции соединения неметаллов с водородом (бескислородные кислоты)

H 2 + S ↔ H 2 S;

— реакции обмена между солями и другими кислотами

K 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ↓ + 2KCl.

Применение кислот

Из всех неорганических кислот наиболее широкую сферу применения нашли соляная, серная, ортофосфорная и азотная кислоты. Их используют в качестве сырья для получения различного спектра веществ – других кислот, солей, удобрений, красителей, взрывчатых веществ, лаков и красок и т.д. Разбавленные соляную, ортофосфорную и борную кислоты используют в медицине. Также кислоты нашли широкое применение в быту.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание	рассчитайте массу кремниевой кислоты (принимая ее состав H 2 SiO 3), полученной при действии на раствор силиката натрия объемом 400 мл с массовой долей соли 20% (плотность раствора 1,1 г/мл) избытка соляной кислоты.
Решение	Запишем уравнение реакции получения кремниевой кислоты: 2HCl + Na 2 SiO 3 = 2NaCl +H 2 SiO 3 ↓. Найдем массу силиката натрия зная объем раствора, его плотность и содержание основного вещества в растворе (см. условие задачи): m(Na 2 SiO 3) = V(Na 2 SiO 3)×ρ×ω/100%; m(Na 2 SiO 3) = 400×1,1×20/100% = 88 г. Тогда, количество вещества силиката натрия: v(Na 2 SiO 3) = m(Na 2 SiO 3)/M(Na 2 SiO 3); v(Na 2 SiO 3) = 88/122 = 0,72 моль. По уравнению реакции количество вещества кремниевой кислоты v(H 2 SiO 3) = v(Na 2 SiO 3) = 0,72 моль. Следовательно, масса кремниевой кислоты будет равна: m(H 2 SiO 3) = 0,72×78 = 56,2 г.
Ответ	Масса кремниевой кислоты — 56,2 г.

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.

				Основания
	Средней силы
			Гидроксиды щелочных металлов (KOH, NaOH, ZiOH), Ba(OH) 2 и др.		Na 4 OH и нерастворимые в воде основания (Ca(OH) 2 , Zi(OH) 2 , AL(OH) 3 и др.

Константа гидролиза равна отношению произведения концентраций продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли.

Пример 1. Вычислить степень гидролиза NH 4 Cl.

Решение: Из таблицы находим Кд(NH 4 ОН)=1,8∙10 -3 , отсюда

Кγ=Кв/Кд к = =10 -14 /1,8∙10 -3 = 5,56∙10 -10 .

Пример 2. Вычислить степень гидролиза ZnCl 2 по 1 ступени в 0,5 М растворе.

Решение: Ионное уравнение гидролиза Zn 2 + H 2 OZnOH + + H +

Kд ZnOH +1=1,5∙10 -9 ; hγ=√(Кв/ [Кд осн ∙Cм]) = 10 -14 /1,5∙10 -9 ∙0,5=0,36∙10 -2 (0,36%).

Пример 3. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KCN; б) Na 2 CO 3 ; в) ZnSO 4 . Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение: а) Цианид калия KCN - соль слабой одноосновной кислоты (см. табл. I приложения) HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К + и анионы CN - . Катионы К + не могут связывать ионы ОН - воды, так как КОН - сильный электролит. Анионы же CN - связывают ионы Н + воды, образуя молекулы слабого элекролита HCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CN - + Н 2 О HCN + ОН -

или в молекулярной форме

KCN + Н 2 О HCN + КОН

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН - , поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН > 7).

б) Карбонат натрия Na 2 CO 3 - соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО 3 2- , связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО - 3 , а не молекулы Н 2 СО 3 , так как ионы НСО - 3 диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н 2 СО 3 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CO 2- 3 +H 2 OHCO - 3 +ОН -

или в молекулярной форме

Na 2 CO 3 + Н 2 О NaHCO 3 + NaOH

В растворе появляется избыток ионов ОН - , поэтому раствор Na 2 CO 3 имеет щелочную реакцию (рН > 7).

в) Сульфат цинка ZnSO 4 - соль слабого многокислотного основания Zn(OH) 2 и сильной кислоты H 2 SO 4 . В этом случае катионы Zn + связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH + . Образование молекул Zn(OH) 2 не происходит, так как ионы ZnOН + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-моле­кулярное уравнение гидролиза

Zn 2+ + Н 2 ОZnOН + + Н +

или в молекулярной форме

2ZnSO 4 + 2Н 2 О (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO 4 имеет кислую реакцию (рН < 7).

Пример 4. Какие продукты образуются при смешивании растворов A1(NO 3) 3 и К 2 СО 3 ? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.

Решение. Соль A1(NO 3) 3 гидролизуется по катиону, а К 2 СО 3 - по аниону:

А1 3+ + Н 2 О А1ОН 2+ + Н +

СО 2- 3 + Н 2 О НСО - з + ОН -

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН - образуют молекулу слабого электролита Н 2 О. При этом гидро­литическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием А1(ОН) 3 и СО 2 (Н 2 СО 3). Ионно-молекулярное уравнение:

2А1 3+ + ЗСО 2- 3 + ЗН 2 О = 2А1(ОН) 3 + ЗСО 2

молекулярное уравнение: ЗСО 2 + 6KNO 3

2A1(NO 3) 3 + ЗК 2 СО 3 + ЗН 2 О = 2А1(ОН) 3