Кислоты: классификация, свойства и получение

Цели урока

• Систематизировать знания о классификации кислот (по составу, по основности, по силе, по летучести, по стабильности).
• Изучить общие химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.
• Рассмотреть особенности взаимодействия кислот с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями, солями.
• Изучить способы получения кислот и факторы, влияющие на их силу.
• Отработать навыки решения заданий ЕГЭ по теме «Кислоты».

Зачем это нужно на ЕГЭ

Кислоты — один из ключевых классов неорганических соединений. Знание их свойств необходимо для успешного выполнения заданий:

• Задания 5–9 (базовый и повышенный уровни) проверяют умение классифицировать вещества, составлять уравнения реакций с участием кислот, определять продукты реакций.
• Задания 29–31 (высокий уровень) требуют составления окислительно-восстановительных реакций (кислоты-окислители), реакций ионного обмена (нейтрализация, реакции с солями) и схем генетических превращений с участием кислот.

Без прочного понимания темы «Кислоты» невозможно получить высокий балл на ЕГЭ по химии.

Теория

Определение и общая характеристика

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуются только ионы водорода $\mathrm{H^+}$ (точнее, ионы гидроксония $\mathrm{H_3O^+}$).

С точки зрения состава, кислоты — это сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.

Классификация кислот:

1. По наличию кислорода в кислотном остатке:

   • Кислородсодержащие: $\mathrm{H_2SO_4}$, $\mathrm{HNO_3}$, $\mathrm{H_3PO_4}$, $\mathrm{H_2SiO_3}$.
   • Бескислородные: $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{H_2S}$.

2. По основности (числу атомов водорода, способных замещаться на металл):

   • Одноосновные: $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HNO_3}$, $\mathrm{CH_3COOH}$.
   • Двухосновные: $\mathrm{H_2SO_4}$, $\mathrm{H_2S}$, $\mathrm{H_2CO_3}$.
   • Трёхосновные: $\mathrm{H_3PO_4}$.

3. По силе (степени электролитической диссоциации):

   • Сильные (диссоциируют практически полностью): $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HNO_3}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ (по первой ступени), $\mathrm{HClO_4}$.
   • Слабые (диссоциируют частично и обратимо): $\mathrm{H_2S}$, $\mathrm{H_2SO_3}$, $\mathrm{HNO_2}$, $\mathrm{H_2CO_3}$, $\mathrm{H_2SiO_3}$, $\mathrm{H_3PO_4}$ (средней силы), $\mathrm{CH_3COOH}$, $\mathrm{HClO}$.

4. По летучести:

   • Летучие: $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HNO_3}$, $\mathrm{H_2S}$.
   • Нелетучие: $\mathrm{H_2SO_4}$, $\mathrm{H_3PO_4}$, $\mathrm{H_2SiO_3}$.

5. По стабильности:

   • Устойчивые: $\mathrm{H_2SO_4}$, $\mathrm{HNO_3}$ (конц.), $\mathrm{H_3PO_4}$.
   • Неустойчивые: $\mathrm{H_2CO_3}$ (разлагается на $\mathrm{CO_2}$ и $\mathrm{H_2O}$), $\mathrm{H_2SO_3}$ (разлагается на $\mathrm{SO_2}$ и $\mathrm{H_2O}$), $\mathrm{H_2SiO_3}$ (разлагается на $\mathrm{SiO_2}$ и $\mathrm{H_2O}$).

Номенклатура кислот и солей

Названия кислот и их солей приведены в таблице (см. учебник). Основные правила:

• Бескислородные кислоты: «-оводородная» (HCl — хлороводородная, H₂S — сероводородная). Соли: «-иды» (хлориды, сульфиды).
• Кислородсодержащие кислоты:
  • Если элемент в высшей степени окисления: «-ная» (HNO₃ — азотная, H₂SO₄ — серная). Соли: «-аты» (нитраты, сульфаты).
  • Если элемент в низшей степени окисления: «-истая» (HNO₂ — азотистая, H₂SO₃ — сернистая). Соли: «-иты» (нитриты, сульфиты).

Тривиальные названия: $\mathrm{H_2SO_4}$ — серная кислота, $\mathrm{HCl}$ — соляная (хлороводородная) кислота, $\mathrm{HNO_3}$ — азотная кислота, $\mathrm{CH_3COOH}$ — уксусная кислота, $\mathrm{H_2CO_3}$ — угольная кислота.

Химические свойства кислот (общие)

Наличие в водных растворах ионов $\mathrm{H^+}$ обусловливает общие свойства кислот:

1. Действие на индикаторы:

   • Лакмус — красный, метилоранж — красный, универсальная индикаторная бумага — красная. Фенолфталеин остаётся бесцветным.
   • Слабые кислоты (например, угольная) дают розовое окрашивание лакмуса.

2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

   $$\mathrm{CuO + 2HCl = CuCl_2 + H_2O}$$ $$\mathrm{Al_2O_3 + 6HNO_3 = 2Al(NO_3)_3 + 3H_2O}$$

3. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации) с образованием соли и воды:

   $$\mathrm{2NaOH + H_2SO_4 = Na_2SO_4 + 2H_2O}$$ $$\mathrm{Al(OH)_3 + 3HCl = AlCl_3 + 3H_2O}$$

4. Взаимодействие с аммиаком и его водным раствором с образованием солей аммония:

   $$\mathrm{H_2SO_4 + 2NH_3 = (NH_4)_2SO_4}$$

5. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода (кроме кислот-окислителей) — с образованием соли и выделением водорода:

   $$\mathrm{Zn + 2HCl = ZnCl_2 + H_2\uparrow}$$ $$\mathrm{Fe + H_2SO_4 \text{(разб.)} = FeSO_4 + H_2\uparrow}$$
   • Свинец с разбавленной серной кислотой не реагирует из-за образования нерастворимого $\mathrm{PbSO_4}$.

6. Взаимодействие с солями — в общем случае более сильная или менее летучая кислота вытесняет более слабую или более летучую из её солей:

   • Вытеснение слабой кислоты из её соли более сильной: $$\mathrm{2HCl + Na_2CO_3 = 2NaCl + H_2O + CO_2\uparrow}$$ $$\mathrm{H_2SO_4 + Na_2SO_3 = Na_2SO_4 + H_2O + SO_2\uparrow}$$ $$\mathrm{2HCl + K_2SiO_3 = 2KCl + H_2SiO_3\downarrow}$$
   • Вытеснение более сильной кислоты из её соли слабой кислотой возможно в случае образования нерастворимого осадка соли слабой кислоты (сульфиды Cu, Hg, Pb): $$\mathrm{CuSO_4 + H_2S = CuS\downarrow + H_2SO_4}$$
   • Образование нерастворимых солей, нерастворимых в сильных кислотах (сульфат бария, хлорид серебра): $$\mathrm{BaCl_2 + H_2SO_4 = BaSO_4\downarrow + 2HCl}$$ $$\mathrm{AgNO_3 + HCl = AgCl\downarrow + HNO_3}$$

7. Особые свойства концентрированной серной кислоты:

   • Как нелетучая и термически устойчивая кислота, она вытесняет летучие кислоты из твёрдых солей: $$\mathrm{KCl \text{(тв)} + H_2SO_4 \text{(конц.)} \xrightarrow{t} KHSO_4 + HCl\uparrow}$$ $$\mathrm{NaNO_3 \text{(тв)} + H_2SO_4 \text{(конц.)} \xrightarrow{t} NaHSO_4 + HNO_3\uparrow}$$
   • При нагревании с галогенидами (Br⁻, I⁻) концентрированная серная кислота окисляет их до свободных галогенов.

Окислительные свойства кислот-окислителей

Азотная и концентрированная серная кислоты проявляют свойства окислителей за счёт атомов азота и серы в высшей степени окисления. При взаимодействии с металлами водород не выделяется — продуктами являются оксиды азота или серы и соли.

• $\mathrm{HNO_3}$ (разб.) с активными металлами даёт $\mathrm{NH_4NO_3}$ (с цинком, алюминием) или $\mathrm{N_2O}$, $\mathrm{NO}$.
• $\mathrm{HNO_3}$ (конц.) с металлами (кроме Pt, Au) даёт $\mathrm{NO_2}$.
• $\mathrm{H_2SO_4}$ (конц.) с металлами даёт $\mathrm{SO_2}$ (с медью, цинком, железом — но железо пассивируется).

Примеры:

$$\mathrm{Cu + 4HNO_3 \text{(конц.)} = Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O}$$ $$\mathrm{3Cu + 8HNO_3 \text{(разб.)} = 3Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O}$$ $$\mathrm{Zn + 4HNO_3 \text{(оч. разб.)} = Zn(NO_3)_2 + N_2O\uparrow + 3H_2O}$$ $$\mathrm{Cu + 2H_2SO_4 \text{(конц.)} = CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O}$$

Способы получения кислот

1. Растворение газообразных водородных соединений в воде (для бескислородных кислот):

   $$\mathrm{HCl + H_2O \rightarrow HCl \text{(р-р)}}$$ $$\mathrm{H_2S + H_2O \rightarrow H_2S \text{(р-р)}}$$

2. Взаимодействие кислотных оксидов с водой (для кислородсодержащих):

   $$\mathrm{SO_3 + H_2O = H_2SO_4}$$ $$\mathrm{P_2O_5 + 3H_2O = 2H_3PO_4}$$ $$\mathrm{N_2O_5 + H_2O = 2HNO_3}$$

   (Исключение: $\mathrm{NO_2}$ с водой даёт смесь $\mathrm{HNO_2}$ и $\mathrm{HNO_3}$.)

3. Вытеснение из солей более сильной или менее летучей кислотой:

   • Лабораторный способ получения $\mathrm{HCl}$: $\mathrm{NaCl \text{(тв)} + H_2SO_4 \text{(конц.)} \rightarrow NaHSO_4 + HCl\uparrow}$.
   • Получение $\mathrm{H_2S}$: $\mathrm{FeS + 2HCl = FeCl_2 + H_2S\uparrow}$.
   • Получение $\mathrm{HNO_3}$: $\mathrm{NaNO_3 \text{(тв)} + H_2SO_4 \text{(конц.)} \rightarrow NaHSO_4 + HNO_3\uparrow}$ (при охлаждении конденсируется).
   • Получение $\mathrm{H_3PO_4}$: $\mathrm{Ca_3(PO_4)_2 + 3H_2SO_4 = 3CaSO_4\downarrow + 2H_3PO_4}$.

4. Окисление неметаллов кислотами-окислителями:

   $$\mathrm{S + 6HNO_3 \text{(конц.)} = H_2SO_4 + 6NO_2\uparrow + 2H_2O}$$

5. Реакции обмена между солями и кислотами с образованием осадка нерастворимой соли:

   $$\mathrm{Ba(NO_3)_2 + H_2SO_4 = BaSO_4\downarrow + 2HNO_3}$$

Факторы, влияющие на силу кислот

1. Для бескислородных кислот:

   • В периоде слева направо сила кислот возрастает (электроотрицательность увеличивается, полярность связи H—Э возрастает).
   • В группе сверху вниз сила кислот возрастает (увеличивается длина связи H—Э, связь ослабевает, протоны легче отщепляются).
   • Пример: $\mathrm{HF}$ < $\mathrm{HCl}$ < $\mathrm{HBr}$ < $\mathrm{HI}$ (увеличение силы).

2. Для кислородсодержащих кислот:

   • В периоде слева направо сила кислот возрастает (увеличение заряда центрального атома, увеличение полярности связи O—H).
   • В группе сверху вниз сила кислот ослабевает.
   • Для одного элемента с увеличением степени окисления сила кислоты возрастает: $\mathrm{HNO_2}$ (слабая) < $\mathrm{HNO_3}$ (сильная); $\mathrm{H_2SO_3}$ (слабая) < $\mathrm{H_2SO_4}$ (сильная).

Примеры

Пример 1 (задание 5)

Установите соответствие между формулой кислоты и её классификационной характеристикой.

Решение:

• $\mathrm{H_2SO_4}$ — двухосновная, сильная (Б).
• $\mathrm{HCl}$ — одноосновная, сильная (А).
• $\mathrm{H_2S}$ — двухосновная, слабая (В).
• $\mathrm{HNO_3}$ — одноосновная, сильная (А) — но в списке нет второго А, поэтому уточним: можно дать $\mathrm{HNO_2}$ (азотистая) — одноосновная слабая. Исправим: пусть 4) $\mathrm{HNO_2}$ — тогда ответ: 1-Б, 2-А, 3-В, 4-Г.

Изменим пример: 1) $\mathrm{H_2SO_4}$, 2) $\mathrm{HCl}$, 3) $\mathrm{H_2S}$, 4) $\mathrm{HNO_2}$. Ответ: 1-Б, 2-А, 3-В, 4-Г.

Пример 2 (задание 6/7)

Концентрированная серная кислота, в отличие от разбавленной, реагирует с:

1. $\mathrm{Cu}$ и $\mathrm{NaCl}$ (тв)
2. $\mathrm{Fe}$ и $\mathrm{Na_2CO_3}$
3. $\mathrm{Zn}$ и $\mathrm{KOH}$
4. $\mathrm{Mg}$ и $\mathrm{CaCO_3}$

Решение: Разбавленная $\mathrm{H_2SO_4}$ реагирует с металлами до водорода (Fe, Zn, Mg), с карбонатами, с $\mathrm{Na_2CO_3}$, с $\mathrm{KOH}$ (нейтрализация). Концентрированная реагирует с медью (окисление) и вытесняет $\mathrm{HCl}$ из твёрдого $\mathrm{NaCl}$ (нелетучая кислота). Правильный вариант: 1.

Ответ: 1.

Пример 3 (задание 29 — ОВР)

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

$$\mathrm{Cu + H_2SO_4 \text{(конц.)} \rightarrow CuSO_4 + SO_2 + H_2O}$$

Решение:

1. Определим степени окисления: $\mathrm{Cu^0}$ → $\mathrm{Cu^{+2}}$ (восстановитель) $\mathrm{S^{+6}}$ → $\mathrm{S^{+4}}$ (окислитель)

2. Электронный баланс: $\mathrm{Cu^0 - 2e^- = Cu^{+2}}$ | 1 $\mathrm{S^{+6} + 2e^- = S^{+4}}$ | 1

3. Расставим коэффициенты:

   $$\mathrm{Cu + 2H_2SO_4 \text{(конц.)} = CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O}$$

Пример 4 (задание 30 — ионный обмен)

Составьте молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнение реакции между гидроксидом бария и серной кислотой.

Решение:

• Молекулярное: $\mathrm{Ba(OH)_2 + H_2SO_4 = BaSO_4\downarrow + 2H_2O}$
• Полное ионное: $\mathrm{Ba^{2+} + 2OH^- + 2H^+ + SO_4^{2-} = BaSO_4\downarrow + 2H_2O}$
• Сокращённое ионное: $\mathrm{Ba^{2+} + 2OH^- + 2H^+ + SO_4^{2-} = BaSO_4\downarrow + 2H_2O}$ (так как все ионы участвуют, сократить ничего нельзя).

Пример 5 (задание 31 — генетическая связь)

Осуществите превращения:

$$\mathrm{S \rightarrow SO_2 \rightarrow SO_3 \rightarrow H_2SO_4 \rightarrow BaSO_4}$$

Решение:

1. $\mathrm{S + O_2 = SO_2}$
2. $\mathrm{2SO_2 + O_2 \xrightarrow[V_2O_5]{t} 2SO_3}$
3. $\mathrm{SO_3 + H_2O = H_2SO_4}$
4. $\mathrm{H_2SO_4 + BaCl_2 = BaSO_4\downarrow + 2HCl}$

Вопросы для самопроверки

Вопрос 1 (выбор нескольких ответов)

Какие из перечисленных кислот являются сильными?

• $\mathrm{HCl}$
• $\mathrm{H_2S}$
• $\mathrm{HNO_3}$
• $\mathrm{H_2CO_3}$
• $\mathrm{H_2SO_4}$
• $\mathrm{CH_3COOH}$

Ответ: $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HNO_3}$, $\mathrm{H_2SO_4}$.

Вопрос 2 (сопоставление)

Установите соответствие между формулой кислоты и продуктами её термического разложения (или устойчивостью).

Ответ: 1-Б, 2-А, 3-В, 4-Г.

Вопрос 3 (упорядочивание)

Расположите бескислородные кислоты в порядке увеличения силы: $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HF}$, $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HI}$

Ответ: $\mathrm{HF}$ < $\mathrm{HCl}$ < $\mathrm{HBr}$ < $\mathrm{HI}$ (в группе сверху вниз сила увеличивается).

Вопрос 4 (расчётная задача)

Какой объём водорода (н.у.) выделится при взаимодействии избытка цинка с 200 г 10% -ного раствора серной кислоты?

Ответ: $m(H_2SO_4) = 200 \cdot 0.1 = 20$ г. $n(H_2SO_4) = 20 / 98 = 0.204$ моль. По уравнению $\mathrm{Zn + H_2SO_4 = ZnSO_4 + H_2\uparrow}$ количество водорода $n(H_2) = n(H_2SO_4) = 0.204$ моль. $V(H_2) = 0.204 \cdot 22.4 = 4.57$ л.

Краткий конспект

• Кислоты — электролиты, диссоциирующие с образованием катионов $\mathrm{H^+}$.
• Классификация: по содержанию кислорода (кислородсодержащие/бескислородные), по основности (одно-, двух-, трёхосновные), по силе (сильные/слабые), по летучести, по стабильности.
• Общие свойства: действие на индикаторы, взаимодействие с основными/амфотерными оксидами, основаниями, аммиаком, металлами (до водорода), солями (реакции обмена).
• Особые свойства: кислоты-окислители ($\mathrm{HNO_3}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ (конц.)) окисляют металлы с выделением оксидов азота или серы, водород не выделяется.
• Способы получения: растворение газов в воде, взаимодействие кислотных оксидов с водой, вытеснение из солей более сильными или менее летучими кислотами, окисление неметаллов, обменные реакции.
• Факторы силы: для бескислородных — по периоду и группе; для кислородсодержащих — по периоду, группе, степени окисления центрального атома.

Что изучать дальше

• Урок 16 «Соли: классификация и свойства» — классификация, свойства, способы получения.
• Урок 19 «Гидролиз солей» — реакции с участием слабых кислот и оснований.
• Урок 34 «Генетическая связь между классами неорганических соединений» — закрепление взаимопревращений.
• Урок 33 «Качественные реакции на анионы» — идентификация анионов кислот.