Химические свойства кислот

Химические свойства кислотС точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты — электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием в качестве катионов только ионов водорода. Наличием Н+-ионов (точнее ионов гидроксония H3O+) обусловлено изменение окраски индикаторов в растворах кислот. Лакмус в кислой среде становится красным, метилоранж — розовым. Фенолфталеин в растворах кислот не изменяет окраски.

1. Отношение к металлам.

Взаимодействие кислот с металлами — окислительно-восстановительный процесс. При этом металл всегда выступает в роли восстановителя, кислота — окислителя. Продукт окисления металла — чаще всего соль, а продукты восстановления кислоты разнообразны и зависят прежде всего от ее природы (от того, какие частицы выполняют роль окислителя: катионы водорода или анионы кислотного остатка). Так, хлороводородная и другие галогеноводородные кислоты, а также разбавленные H2SO4, H3PO4 взаимодействуют только с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до водорода. Продуктами таких реакций являются соль и газообразный водород:

Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2?

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2?

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2?

Fe + 2H+ = Fe2+ + H2?

Окислитель в обеих реакциях — катион водорода. Анионы кислот в окислительно-восстановительном процессе в данных случаях не участвуют. Такие кислоты принято называть «кислотами-неокислителями».

Кислоты-окислители — азотная HNO3 (конц. и разб.), серная H2SO4 (конц.) — взаимодействуют не только с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до водорода, но и с малоактивными металлами (Cu, Hg, Ag). При этом металл окисляется за счет восстановления аниона кислоты, а катион водорода в окислительно-восстановительном процессе не участвует. Поэтому в результате реакции образуется не газообразный водород и соль, а продукты восстановления аниона кислоты — соль и вода.

Состав продуктов восстановления зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжений, концентрации кислоты и температуры.

Так, при взаимодействии с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений после водорода, концентрированная азотная кислота восстанавливается до NO2, а разбавленная до — NO:
При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до водорода, могут образоваться следующие продукты восстановления: N2, N2O, NH3 (NH4NO3) — в зависимости от степени разбавления кислоты и активности металла.

Концентрированная серная кислота при взаимодействии с наиболее активными металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до Mg, восстанавливается в основном до H2S. Металлы, стоящие между Mg и Fe, восстанавливают концентрированную серную кислоту до S, малоактивные металлы — до SO2.

Следует отметить, что во многих случаях выделяется не один, а несколько продуктов восстановления кислоты; обычно указывается лишь основной (образующийся в наибольшем количестве).

Некоторые достаточно активные металлы (например, Al, Fe, Cr) в концентрированных растворах азотной и серной кислот (> 80 %) при комнатной температуре покрываются защитной пленкой, препятствующей растворению металла (пассивируются). Однако горячие концентрированные растворы этих кислот реагируют с указанными металлами.

2. Отношение к основным и амфотерным оксидам:

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O

CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O

3. Отношение к основаниям и амфотерным гидроксидам (реакция нейтрализации).

Это наиболее характерное общее свойство всех кислот. Следует иметь в виду, что практически нерастворимые в воде кислоты (H2SiO3, H3BO3) могут реагировать только с растворами щелочей, а с нерастворимыми основаниями и амфотерными гидроксидами они не взаимодействуют.

Взаимодействие кислоты с растворимым основанием:

H2SO4 + 2КОН = K2SO4 + 2Н2О,

Н+ + ОН– = Н2О

Взаимодействие сильной кислоты с нерастворимым основанием:

2HNO3 + Cu(ОН)2 = Cu(NO3)2 + 2Н2О,

2Н+ + Cu(ОН)2 = Cu2+ + 2Н2О.

Амфотерные гидроксиды реагируют только с сильными кислотами:

3H2SO4 + 2Al(ОН)3 = Al2(SO4)3 + 6Н2О,

3Н+ + Al(ОН)3 = Al3+ + 3Н2О.

Взаимодействие слабой кислоты со щелочью:

H2S + 2KOH = K2S + 2Н2О,

H2S + 2OH– = S2– + 2Н2О,

4. Отношение к солям.

Это типичная обменная реакция, сопровождающаяся образованием новой соли и новой кислоты. Протекание такого процесса в заданном направлении определяется полнотой связывания ионов, т.е. он «идет до конца», если одним из продуктов реакции является нерастворимое или летучее вещество, а также слабый электролит. Например:

H2S + Pb(NO3)2 = PbS? + 2HNO3

H2S + Pb2+ = PbS? + 2H+

5. Специфические окислительно-восстановительные свойства кислот.

Специфические свойства кислот связаны с анионами. Высокой восстановительной активностью обладают сульфид-ионы S2–, иодид-ионы I– и другие:

H2S + Br2 = 2HBr + S?

H2SO3 + Cl2 = 2HCl + H2SO4

4HI + O2 = 2H2O + 2I2?

Хлорид-ион может окисляться только очень сильными окислителями:

4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2? + 2H2O

4HCl + PbO2 = PbCl2 + Cl2? + 2H2O

Анионы кислот-окислителей обладают ярко выраженной окислительной активностью не только по отношению к металлам, но и при реакции с неметаллами, сложными веществами:

5HNO3(конц.) + P = H3PO4 + 5NO2? + H2O

2HNO3(разб.) + 3H2S = 3S? + 2NO? + 4H2O