Химия 9 класс 9-Х-2

6. Кислоты

Согласно  протонной  теории  кислот  и  оснований, предложенной

И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее протоны при данной температуре, а основанием – вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением:

На базе таких представлений понятным становятся основные свойства аммиака, который за счёт неподелённой пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счёт  связи по донорно-акцепторному  механизму ион аммония:


Возможно  и  ещё  более  общее  определение  кислот и оснований.

Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протонов. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль  отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

Катионы, анионы, нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Катионы, анионы, нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса.

 В таблице сопоставлены различные определения кислот и оснований, используемые в настоящее время при решении физико-химических задач.

Сопоставление определений кислот и оснований

Номенклатура кислот

Классификация кислот

Получение кислот

  1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом: 
  2. `"H"_2+"Cl"_2->2"HCl"`.

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены при взаимодей-ствии кислотных оксидов с водой

`"SO"_3+"H"_2"O"->"H"_2"SO"_4`.

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

`"BaBr"_2+"H"_2"SO"_4->"BaSO"_4darr+2"HBr"`;

`"CuSO"_4+"H"_2"S"->"CuS"darr+"H"_2"SO"_4`.

Химические свойства кислот

Химические свойства кислот можно разделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона `"Н"^+` (иона гидроксония `"H"_3"O"^+`), и  специфические, т. е. характерные только для конкретных кислот.

Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окислительно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а с другой стороны – вступать в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподелённые пары электронов (кислотно-основное взаимодействие).

1. К первому типу превращений кислот относится реакция кислот с активными металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода c выделением водорода (кроме азотной кислоты, в этом случае выделяются продукты восстановления азота), например:

                           `"Zn" + 2"HCl"->"ZnCl"_2 +"H"_2`;

                           `"Zn" + "2H"^-  -> "Zn"^(2+) + "H"_2uarr`.

                            `"H"_2"SO"_(4 ("разб".)) + "Fe" -> "FeSO"_4 + "H"_2uarr`.

                            `"HCl" + "Cu"!=`

                            `"HNO"_(3("конц".)) + "Cu" ->"Cu(NO"_3 )_2 + "NO"_2uarr + "H"_2"O"`.


2. Кислота `+` основный оксид `->` соль `+` вода;

                             `2"HNO"_3 + "CuO"->"Cu(NO"_3)_2 + "H"_2"O"`;

                             `3"H"_2"SO"_4 + "Fe"_2"O"_3 ->"Fe"_2("SO"_4)_3 + 3"H"_2"O"`.    

3. Кислота `+` амфотерный оксид `->` соль `+` вода;

                             `3"H"_2"SO"_4 + "Cr"_2"O"_3 ->  "Cr"_2("SO"_4)_3 + 3"H"_2"O"`;

                             `2"HBr" + "ZnO" ->  "ZnBr"_2 + "H"_2"O"`.      

4. Кислота`+` щелочь `->` соль `+` вода (реакция нейтрализации);

                               `"H"_2"SO"_4 + 2"KOH" ->  "K"_2"SiO"_3 + 2"H"_2"O"`. 

5. Кислота `+` основание `->` соль `+` вода;

                                  `2"HBr" + "Ni(OH")_2  -> "NiBr"_2 + 2"H"_2"O"`.

6. Кислота`+` амфотерный гидроксид `->` соль `+` вода;

                                  `3"HCl" + "Cr(OH")_3  ->"CrCl"_3 + 3"H"_2"O"`;
                                  `2"HNO"_3 + "Zn(OH")_2  -> "Zn(NO"_3)_2 + 2"H"_2"O"`.

7. Взаимодействие кислот со средними солями протекает при условии, что результатом данного взаимодействия будет либо выпадение осадка, либо выделение газа:

                                    `2"HBr" + "CaCO"_3  ->  "CaBr"_2 + "H"_2"O" + "CO"_2uarr`;

                                    `"BaCl"_2+ "H"_2"SO"_4  -> "BaSO"_4 + 2"HCl"`.

8. Некоторые кислоты способны разлагаться при нагревании:

9. Специфические свойства кислот связаны, в первую очередь, с окислительно-восстановительными реакциями.

Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться:

                           `2"KMnO"_4 + 16"HCl"->5"Cl"_2uarr   +2"KCl" + 2"MnCl"_2 + 8"H"_2"O"`;

                          `"H"_2"S" +"Br"_2 -> "S"uarr + 2"HBr"`.

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться, только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

`"H"_2"SO"_3 + "Cl"_2+ "H"_2"O" -> "H"_2"SO"_4 + 2"HCl"`.

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления, проявляют свойства сильных окислителей  (H2SO4  является сильным окислителем только при высокой концентрации):


`"Cu" + 2"H"_2"SO"_4 -> "CuSO"_4  + "SO"_2uarr + 2"H"_2"O"`;

`"Pb(NO"_3)_2 + 4"HNO"_3  -> "Pb(NO"_3)_2 + 2"NO"_2uarr + 2"H"_2"O"`;

`"C"+2"H"_2"SO"_4-> "CO"_2uarr + 2"SO"_2uarr + 2"H"_2"O"`;

`3"P" + 3"HNO"_3 + 2"H"_2"O" ->3"H"_3"PO"_4 + 5"NO"uarr`.