Какие вещества относятся к кислотам. Кислоты: классификация и химические свойства

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.

О том, какая кислота самая сильная, спорили не одно поколение химиков. В разные времена это звание получала азотная, серная, соляная кислота. Некоторые считали, что сильнее плавиковой кислоты соединения быть не может. В последнее время получены новые соединения с сильными кислотными свойствами. Может быть, именно среди них имеется самая сильная кислота в мире? В этой статье рассмотрены характеристики наиболее сильных стойких кислот нашего времени и даны их краткие химические характеристики.

Понятие кислоты

Химия - точная количественная наука. И звание «Самая сильная кислота» должно быть обоснованно приписано тому или иному веществу. Что же может являться главным показателем, который характеризует силу любого соединения?

Для начала давайте вспомним классическое определение кислоты. В основном это слово применяется для сложных химических соединений, которые состоят из водорода и кислотного остатка. Количество атомов водорода в соединении зависит от валентности кислотного остатка. Например, в молекуле соляной кислоты присутствует лишь один атом водорода; а серная кислота уже владеет двумя атомами Н + .

Свойства кислот

Все кислоты обладают некоторыми химическими свойствами, которые можно назвать общими для данного класса химических соединений.

Во всех вышеназванных свойствах проявляется еще одно «умение» любой известной кислоты - это способность отдавать атом водорода, заменяя его на атом другого химического вещества или молекулу какого-либо соединения. Именно эта способность характеризует «силу» кислоты и степень ее взаимодействия с остальными химическими элементами.

Вода и кислота

Наличие воды значительно уменьшает способность кислоты отдавать атомы водорода. Это объясняется тем, что водород способен образовывать собственные химические связи между молекулами кислоты и воды, тем самым его способность отделяться от основания меньше, чем у неразбавленных кислот.

Суперкислота

Слово «суперкислота» введен в химический словарь в 1927 году, с легкой руки знаменитого химика Джеймса Конанта.

Эталоном крепости этого химического соединения является концентрированная серная кислота. Химическое вещество или какая-либо смесь, превышающая показатель кислотности концентрированной серной кислоты, называется суперкислотой. Значение сверхкислоты определяется ее способностью придавать положительный электрический заряд любому основанию. За базовый параметр для определения кислотности принят соответствующий показатель H 2 SO 4 . Среди кислот сильного действия наблюдаются вещества с довольно необычными названиями и свойствами.

Известные сильные кислоты

Самые известные кислоты из курса неорганической химии - это йодоводородная (HI), бромоводородная (HBr), соляная (HCl), серная (H 2 SO 4) и азотная (HNO 3) кислоты. Все они обладают большим показателем кислотности и способны реагировать с большинством металлов и оснований. В этом ряду самой сильной кислотой является смесь азотной и соляной кислоты, получившая название «царская водка». Формула самой сильной кислоты этого ряда -HNO 3+3 HCl. Это соединение способно растворять даже драгоценные металлы - такие, как золото и платину.

Как ни странно, плавиковая кислота, которая представляет собой соединение водорода самым сильным галогеном - фтором, в претенденты на звание «Самая сильная кислота в химии» так и не попала. Единственной особенностью этого вещества является способность растворять стекло. Поэтому хранят такую кислоту в полиэтиленовой таре.

Сильные органические кислоты

Претенденты на титул «Самая сильная кислота в органической химии» - муравьиная и уксусная кислоты. Муравьиная кислота является самой сильной в гомологическом ряду предельных кислот. Свое название она получила из-за того, что некоторая часть ее содержится в выделениях муравьев.

Уксусная кислота чуть слабее муравьиной, но спектр ее распространения гораздо шире. Она часто встречается в соках растений и образуется при окислении различной органики.

Последние разработки в области химии позволили синтезировать новое вещество, способное конкурировать с традиционными органическими веществами. Трифторметансульфокислота имеет показатель кислотности выше, чем у серной. При этом CF3SO3H является стабильной гигроскопичной жидкостью с установленными физико-химическими свойствами при нормальных условиях. На сегодня титул "Самая сильная органическая кислота" может быть присвоен этому соединению.

Многие могут подумать, что степень кислотности не может быть значительно выше показателя серной кислоты. Но в последнее время ученые синтезировали ряд веществ, у которых параметры кислотности в несколько тысяч раз превышают значения серной кислоты. Аномально высокими значениями кислотности обладают соединения, получаемые при взаимодействии протонных кислот с кислотами Льюиса. В научном мире они называются: комплексные протонные кислоты.

Магическая кислота

Да. Все правильно. Магическая кислота. Так и называется. Магическая кислота является смесью фтороводорода или фтор сульфороновой кислоты с пентафлоридом сурьмы. Химическая формула этого соединения представлена на рисунке:

Такое странное название магическая кислота получила на рождественской вечеринке химиков, которая произошла в начале 1960 годов. Один из сотрудников исследовательской группы Дж. Олаха показал забавный фокус, растворив восковую свечу в этой удивительной жидкости. Эта одна из самых сильных кислот нового поколения, но вещество, которое превзойдет ее по силе и кислотности, уже синтезировано.

Самая сильная кислота в мире

Carborane acid - карборановая кислота, которая является на сегодняшний день самой сильным соединением в мире. Формула самой сильной кислоты выглядит таким образом: H(CHB11Cl11).

Этот монстр был создан в 2005 году в Калифорнийском университете при тесном сотрудничестве с Новосибирским институтом катализа СО РАН.

Сама идея синтеза возникла в головах ученых вместе с мечтой о новых, невиданных доселе молекулах и атомах. Новая кислота в миллион раз сильнее серной, при этом она совершенно не агрессивна, и самая сильная кислота легко может храниться в стеклянной бутылке. Правда, со временем стекло все-таки растворяется, а при повышении температуры скорость такой реакции значительно увеличивается.

Такая удивительная мягкость обусловлена высокой стабильностью нового соединения. Как и все химические вещества, относящиеся к кислотам, карборановая кислота легко вступает в реакцию, отдавая свой единственный протон. При этом основание кислоты является настолько стабильным, что химическая реакция дальше не идет.

Химические свойства карборановой кислоты

Новая кислота - отличный донор протона Н + . Именно это и определяет силу этого вещества. Раствор карборановой кислоты содержит больше ионов водорода, чем любая другая кислота в мире. В химической реакции SbF 5 - пентафторид сурьмы, связывает илон фтора. При этом высвобождаются новые и новые атомы водорода. Поэтому карборановая кислота и является сильнейшей в мире - взвесь протонов в ее растворе больше аналогичного показателя серной кислоты в 2×10 19 раз.

Однако кислотное основание этого соединения потрясающе стабильно. Молекула этого вещества состоит из одиннадцати атомов брома и такого же количества атомов хлора. В пространстве эти частицы образуют сложную, геометрически правильную фигуру, которую называют икосаэдром. Такое расположение атомов является наиболее устойчивым, и это объясняет стабильность карборановой кислоты.

Значение карборановой кислоты

Самая сильная кислота в мире принесла своим создателям заслуженные награды и признание в научном мире. Хотя все свойства нового вещества до конца не изучены, уже становится ясным, что значение этого открытия выходит за рамки лабораторий и научно-исследовательских институтов. Карборановую кислоту можно использовать в качестве мощного катализатора при различных промышленных реакциях. Кроме этого, новая кислота может взаимодействовать с наиболее упрямыми химическими веществами - инертными газами. В настоящее время ведутся работы, допускающие возможность вступления в реакцию ксенона.

Несомненно, удивительные свойства новых кислот найдут свое применение в самых различных областях науки и техники.

Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция и др.

Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).

Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 и т.д.

Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.

Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Химические свойства оснований

Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.

1. Действуют на индикаторы . Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

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

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

Все кислоты, их свойства и основания делятся на сильные и слабые. Но не смейте путать такие понятия как «сильная кислота» или «сильное основание» с их концентрацией. Например, нельзя сделать концентрированный раствор слабой кислоты или разбавленный раствор сильного основания. Например, соляная кислота, когда растворяется в воде то отдает каждой из двух молекул воды по одному своему протону.

Когда происходит химическая реакция в ионе гидроксония ион водорода очень прочно связывается с молекулой воды. Сама реакция будет происходит до тех пор, пока полностью не исчерпаются ее реагенты. Наша вода в этом случае играет роль основания, так как получает протон от соляной кислоты. Кислоты, которые диссоциируются нацело в водных растворах, называются сильными.

Когда нам известно самая начальная концентрация сильной кислоты, то в данном случае не составляет труда подсчитать какая концентрация ионов гидроксония и хлорид-ионов в растворе. Например, если вы возьмете и в 1 литр воды растворите 0,2 моля газообразной соляной кислоты, концентрация ионов после диссоциации будет точно такой же.

Примеры сильных кислот:

1) HCl — соляная кислота;
2) HBr — бромводород;
3) HI — йодоводород;
4) HNO3 — азотная кислота;
5) HClO4 — хлорная кислота;
6) H2SO4 — серная кислота.

Все известные кислоты (за исключением серной кислоты), представлены в списке выше и являются монопротоновыми, так как их атомы отдают по одному протону; молекулы серной кислоты могут с легкостью отдавать два своих протона, именно поэтому серная кислота является дипротоновой.

К сильным основаниям относятся электролиты, они полностью диссоциируются в водных растворах с образованием гидроксид-иона.

Аналогично с кислотами, вычислить концентрацию гидроксид-иона очень просто, если вы узнаете исходную концентрацию раствора. Например, раствор NaOH с концентрацией 2 моль/л диссоциирует на такую же концентрацию ионов.

Слабые кислоты. Основания и свойства

Что касается слабых кислот, то они диссоциируются не полностью, то есть частично. Различать сильные и слабые кислоты очень просто: если в справочной таблице рядом с названием кислоты показана ее константа то эта кислота является слабой; если же константа не приведена то данная кислота является сильной.

Слабые основания также хорошо реагируют с водой с образованием равновесной системы. Слабые кислоты также характеризуются константой диссоциации К.

Мы дали определение гидролиза , вспомнили некоторые факты о солях . Сейчас мы обсудим сильные и слабые кислоты и выясним, что "сценарий" гидролиза зависит именно от того, какой кислотой и каким основанием образована данная соль.

← Гидролиз солей. Часть I

Сильные и слабые электролиты

Напомню, что все кислоты и основания можно условно разделить на сильные и слабые . Сильные кислоты (и, вообще, сильные электролиты) в водном растворе диссоциируют практически полностью. Слабые электролиты распадаются на ионы в незначительной степени.

К сильным кислотам относятся:

H 2 SO 4 (серная кислота),
HClO 4 (хлорная кислота),
HClO 3 (хлорноватая кислота),
HNO 3 (азотная кислота),
HCl (соляная кислота),
HBr (бромоводородная кислота),
HI (иодоводородная кислота).

Ниже приведен список слабых кислот:

H 2 SO 3 (сернистая кислота),
H 2 CO 3 (угольная кислота),
H 2 SiO 3 (кремниевая кислота),
H 3 PO 3 (фосфористая кислота),
H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота),
HClO 2 (хлористая кислота),
HClO (хлорноватистая кислота),
HNO 2 (азотистая кислота),
HF (фтороводородная кислота),
H 2 S (сероводородная кислота),
большинство органических кислот, напр., уксусная (CH 3 COOH).

Естественно, невозможно перечислить все существующие в природе кислоты. Приведены лишь наиболее "популярные". Следует также понимать, что разделение кислот на сильные и слабые является достаточно условным.

Существенно проще обстоят дела с сильными и слабыми основаниями. Можно воспользоваться таблицей растворимости . К сильным основаниям относятся все растворимые в воде основания, кроме NH 4 OH. Эти вещества называют щелочами (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 и т. д.)

Слабые основания - это:

все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 и т. д.),
NH 4 OH (гидроксид аммония).

Гидролиз солей. Главные факты

Читающим эту статью может показаться, что мы уже забыли об основной теме разговора, и ушли куда-то в сторону. Это не так! Наша беседа о кислотах и основаниях, о сильных и слабых электролитах имеет прямое отношение к гидролизу солей . Сейчас вы в этом убедитесь.

Итак, позвольте изложить вам основные факты:

Не все соли подвергаются гидролизу. Существуют гидролитически устойчивые соединения, например, хлорид натрия.
Гидролиз солей может быть полным (необратимым) и частичным (обратимым).
В ходе реакции гидролиза происходит образование кислоты или основания, изменяется кислотность среды.
Принципиальная возможность гидролиза, направление соответствующей реакции, ее обратимость или необратимость определяются силой кислоты и силой основания , которыми образована данная соль.
В зависимости от силы соответствующей кислоты и соотв. основания, все соли можно условно разделить на 4 группы . Для каждой из этих групп характерен свой "сценарий" гидролиза.

Пример 4 . Соль NaNO 3 образована сильной кислотой (HNO 3) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз не идет, новых соединений не образуется, кислотность среды не изменяется.

Пример 5 . Соль NiSO 4 образована сильной кислотой (H 2 SO 4) и слабым основанием (Ni(OH) 2). Идет гидролиз по катиону, в ходе реакции образуются кислота и основная соль.

Пример 6 . Карбонат калия образован слабой кислотой (H 2 CO 3) и сильным основанием (KOH). Гидролиз по аниону, образование щелочи и кислой соли. Щелочная среда раствора.

Пример 7 . Сульфид алюминия образован слабой кислотой (H 2 S) и слабым основанием (Al(OH) 3). Идет гидролиз как по катиону, так и по аниону. Необратимая реакция. В ходе процесса образуются H 2 S и гидроксид алюминия. Кислотность среды меняется в незначительной степени.

Попробуйте самостоятельно:

Упражнение 2 . К какому типу относятся следующие соли: FeCl 3 , Na 3 PO 3 , KBr, NH 4 NO 2 ? Подвергаются ли эти соли гидролизу? По катиону или по аниону? Что образуется в ходе реакции? Как меняется кислотность среды? Уравнения реакций можно пока не записывать.

Нам осталось последовательно обсудить 4 группы солей и для каждой из них привести специфический "сценарий" гидролиза. В следующей части мы начнем с солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.