Неокисляющие кислоты
Кислоты – сложные вещества, состоящие из катионов H+ и аниона кислотного остатка (NO3—, SO42-, Cl— и другие).
Классификация кислот
1. По содержанию кислорода
- Кислородсодержащие: H2SO4, HNO3, HNO2 и др.
- Бескислородные: HCl, HBr, HCN и др.
2. По основности
- Одноосновные: HNO3, HI, HF и др. (исключение: H3PO2)
- Двухосновные: H2SiO3, H2SO4, H2S и др. (исключение: H3PO3)
- Трёхосновные: H3PO4
3. По силе
Сильные кислоты:
- Бескислородные: HCl, HBr, HI
- Кислородсодержащие: HxЭОy, где y – x ≥ 2
Пример: H2Cr2O7 → y – x = 6 – 2 = 4 ≥ 2 → сильная кислота.
Примечание: учитываются только концевые атомы кислорода (мостиковые не считаются).
Слабые кислоты:
- Бескислородные: HCN, HF, H2S
- Кислородсодержащие: HxЭОy, где y – x < 2 (исключение: H3PO3)
Пример: HClO2 → y – x = 2 – 1 = 1 < 2 → слабая кислота.
Диссоциация кислот
Сильные кислоты диссоциируют полностью (в одну стадию):
Слабые кислоты диссоциируют ступенчато и не полностью:
В реакциях ионного обмена слабые кислоты не расписывают на ионы, даже в составе кислых солей.
Получение кислот
1. Взаимодействие кислотного оксида с водой
Реакция возможна, если кислота растворима:
2. Реакция соли с кислотой
Сильная кислота вытесняет слабую, либо образуется газ/осадок:
3. Синтез из простых веществ
Для бескислородных кислот:
4. Получение в окислительно-восстановительных реакциях
Химические свойства кислот
1. Взаимодействие с основными оксидами
2. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)
3. Взаимодействие с амфотерными оксидами
4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами
Амфотерные гидроксиды в степени окисления +3 (например, Al(OH)3, Cr(OH)3) не реагируют с H2CO3, H2SO3, H2S, так как образующиеся соли полностью гидролизуются обратно до исходных веществ.
5. Взаимодействие с металлами
Реагируют металлы, стоящие в ряду активности до водорода:
6. Разложение кислот
а) Самопроизвольное разложение (в растворе):
Эти кислоты нестабильны и существуют в растворе в равновесии со своими оксидами.
б) Разложение при нагревании: