Кислоты.

Кислоты – это электролиты, образующие при электролитической диссоциации в качестве катионов только катионы водорода. Число ионов водорода, способных образоваться в результате диссоциации одной молекулы кислоты, называется основностью кислоты. Кислоты могут быть одноосновными (HCl, HNO₃) и многоосновными (H₂SO₄, H₂CO₃, H₃PO₄).

В зависимости от величины степени диссоциации кислоты делятся на сильные и слабые.

Сильные кислоты являются сильными электролитами, диссоциируют практически полностью, в растворе присутствуют только катионы водорода и анионы кислотного остатка, недиссоциированные молекулы отсутствуют. Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₃, HClO₄. В ионных уравнениях их формулы записывают в диссоциированном виде.

Слабые кислоты являются слабыми электролитами, диссоциированы в незначительной степени, в их водных растворах преобладают недиссоциированные молекулы, присутствует также небольшое количество катионов водорода и анионов кислотного остатка. Вследствие этого, в ионных уравнениях формулы таких электролитов следует писать в недиссоциированном виде. Примеры слабых кислот: H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂S, HСlO, Н₃РО₄, HF.

Диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато, то есть только часть ионов, образовавшихся на первой ступени, диссоциирует дальше. Отсюда следует, что записывать суммарное уравнение диссоциации многоосновной кислоты нельзя (исключение – серная кислота H₂SO₄, которая в разбавленном растворе диссоциирует практически полностью по двум ступеням).

Пример. Значения степени диссоциации ортофосфорной кислоты в 0,1 М растворе по отдельным ступеням:

Н₃РО₄ ⇆ Н⁺ + Н₂РО₄^– I ступень,  = 27 %

Н₂РО₄^– ⇆ Н⁺ + НРО₄^2– II cтупень,  = 0,15 %

НРО₄^2– ⇆ Н⁺ + РО₄^3– III ступень,  = 0,005 %.

Как видно, только небольшая часть анионов, образовавшихся на I ступени, подвергается дальнейшей диссоциации. Поэтому для слабых многоосновных кислот недопустимо писать суммарное уравнение диссоциации.

Таким образом, слабые кислоты присутствуют в водном растворе преимущественно в виде молекул. Поэтому в ионных уравнениях формулы слабых кислот следует записывать в молекулярной форме.

Например, для реакции, между фосфорной кислотой и щелочью, в которой на один моль кислоты приходится три моля щелочи, уравнение необходимо записывать следующим образом:

H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O

H₃PO₄ + 3Na⁺ + 3OH^– = 3Na⁺ + PO₄^3– + 3H₂O

H₃PO₄ + 3OH^– = PO₄^3– + 3H₂O.

Химические свойства кислот определяются, в первую очередь, наличием в их водных растворах катионов водорода. Растворы кислот обладают кислым вкусом, окрашивают лакмус в розовый, метилоранж – в красный цвет.

Кислоты взаимодействуют со следующими веществами.

1. Основания и амфотерные гидроксиды:

HCl + KOH = KCl + H₂O

H⁺ + Cl^– + K⁺ + OH^- = K⁺ + Cl^– + H₂O

H⁺ + OH^– = H₂O (реакция нейтрализации);

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2H⁺ + SO₄^2– = Cu²⁺ + SO₄^2– + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O.

1. Основные и амфотерные оксиды:

CuO + 2CH₃COOH = (CH₃COO)₂Cu + H₂O

CuO + 2CH₃COOH = 2CH₃COO^– + Cu²⁺ + H₂O;

ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

ZnO + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂O.

1. Соли более слабых кислот (сильная кислота вытесняет слабую из ее соли):

СО₂

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂CO₃

H₂O

CO₂

CO₃^2– + 2H⁺ = H₂CO₃

H₂O.

1. Металлы (стоящие в ряду напряжений до водорода):

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂.

1. Аммиак (образуются соли аммония):

НCl + NH₃ = NH₄Cl

Н⁺ + NH₃ = NH₄⁺.

Некоторые кислоты проявляют сильные окислительные свойства.