§ 22. Кислоты

Определения и обозначения

Кислоты — сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка; их общая формула условно записывается как HₙA, где n — число атомов водорода, а A — кислотный остаток. Например, в H₂SO₄ два атома водорода соединены с остатком SO₄. Такая запись помогает увидеть состав кислоты и подготовиться к определению её основности.

Кислотный остаток — атом или группа атомов, остающиеся после отщепления атомов водорода. Остаток имеет отрицательный заряд: например, Cl⁻ в HCl и SO₄²⁻ в H₂SO₄. Заряд показывает, сколько катионов H⁺ нужно для электрической нейтральности формулы, и помогает правильно записывать диссоциацию.

Основность кислоты — число атомов водорода, способных замещаться металлом или отщепляться в растворе. HCl — одноосновная кислота, а H₂SO₄ — двухосновная. Понятие нужно, чтобы правильно составлять формулы солей и уравнения диссоциации: считаются не любые атомы водорода, а именно способные участвовать в таких превращениях.

Сила кислоты — способность электролита диссоциировать на ионы в растворе. Сильные кислоты распадаются на ионы практически полностью, а слабые — только частично. Силу нельзя путать с основностью: первая характеризует степень диссоциации, вторая — число отщепляемых атомов водорода.

Как это устроено

В молекуле кислоты водород связан с кислотным остатком, но связь в водном растворе может разрываться с образованием H⁺. Именно эти атомы называют подвижными: они способны отщепляться или замещаться металлом. Поэтому состав молекулы объясняет и наличие кислотного остатка, и то, почему не всякий атом водорода в любом веществе делает его кислотой.

Попадая в воду, кислота взаимодействует с её молекулами, и возникают подвижные ионы. Упрощённо это записывают как распад кислоты на катионы H⁺ и анионы кислотного остатка: например, HCl → H⁺ + Cl⁻. Заряды ионов должны уравновешивать друг друга, поэтому из H₂SO₄ при суммарной записи получаются два H⁺ и один SO₄²⁻.

Чтобы определить основность, считают атомы водорода в формуле, которые способны диссоциировать или замещаться металлом. У H₃PO₄ таких атомов три, поэтому кислота трёхосновная; у H₂S — два, поэтому она двухосновная. Для сильных кислот часто записывают суммарное уравнение, а для слабых, особенно многоосновных, учитывают ступени: отщепление каждого следующего H⁺ происходит отдельно и обычно обозначается обратимой стрелкой.

Сильные и слабые кислоты различаются долей частиц, распавшихся на ионы. В растворе сильной кислоты ионов H⁺ обычно больше при сопоставимых условиях, а слабая сохраняет значительную часть молекул; поэтому различаются кислотность растворов и интенсивность многих реакций. Индикаторы показывают кислую среду, но по одной окраске нельзя определить силу конкретной кислоты: результат зависит также от концентрации и самого индикатора.

Общие свойства кислот связаны прежде всего с присутствием H⁺ в растворе. Ионы водорода участвуют в нейтрализации оснований и взаимодействии с основными оксидами, где в итоге образуются соль и вода. С металлами, стоящими до водорода в ряду активности, обычные кислоты часто дают соль и H₂; обмен с солью идёт, когда появляется осадок, газ или слабый электролит. Поэтому перед записью реакции проверяют не только формулы, но и условия её протекания.

Классификация и химические свойства кислот

Сначала по формуле находят водород и кислотный остаток, затем определяют основность и наличие кислорода. При прогнозировании реакции проверяют, подходят ли реагенты и образуется ли вещество, выводящее продукты из раствора. Таблица помогает сверить признаки кислоты и условия типичных реакций.

Разбор задач

Задача 1. Распределить HCl, H₂SO₄, HNO₃, H₂S и H₃PO₄ по основности, наличию кислорода и назвать кислоты. Сначала выделим в каждой формуле кислотный остаток, затем посчитаем водород и проверим, входит ли в состав кислорода. Такое разложение позволяет не смешивать классификацию по разным признакам.

1. HCl содержит один H и остаток Cl⁻: кислота одноосновная, бескислородная, хлороводородная.
2. H₂SO₄ содержит два H и остаток SO₄²⁻: двухосновная, кислородсодержащая, серная.
3. HNO₃ содержит один H и остаток NO₃⁻: одноосновная, кислородсодержащая, азотная.
4. H₂S содержит два H и остаток S²⁻: двухосновная, бескислородная, сероводородная.
5. H₃PO₄ содержит три H и остаток PO₄³⁻: трёхосновная, кислородсодержащая, фосфорная.

Ответ: одноосновные — HCl и HNO₃; двухосновные — H₂SO₄ и H₂S; трёхосновная — H₃PO₄. Бескислородные — HCl и H₂S, кислородсодержащие — H₂SO₄, HNO₃ и H₃PO₄.

Задача 2. Записать диссоциацию HCl, H₂SO₄ и H₃PO₄, указав силу электролитов. Сначала проверим число атомов водорода и заряд остатка, затем учтём, что сильная кислота диссоциирует практически полностью, а слабая — обратимо. HCl и H₂SO₄ относят к сильным кислотам, H₃PO₄ — к слабым.

1. Для HCl баланс зарядов даёт один катион и один анион: HCl → H⁺ + Cl⁻.
2. Для серной кислоты суммарное уравнение: H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻. Оно показывает общий результат; процесс диссоциации происходит ступенчато.
3. Фосфорная кислота слабая и трёхосновная, поэтому записываем ступени обратимыми стрелками: H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄⁻; H₂PO₄⁻ ⇄ H⁺ + HPO₄²⁻; HPO₄²⁻ ⇄ H⁺ + PO₄³⁻.

Ответ: HCl и H₂SO₄ — сильные электролиты, H₃PO₄ — слабый. В ступенях диссоциации H₃PO₄ заряд остатка после отщепления каждого H⁺ становится на единицу более отрицательным.

Задача 3. Составить превращения CaCO₃ → CO₂ → H₂CO₃ и указать, какие реакции подтверждают свойства кислот. Чтобы получить CO₂ из карбоната, выберем кислоту: при взаимодействии выделяется газ. Затем растворим углекислый газ в воде — образуется слабая угольная кислота.

1. Запишем реакцию карбоната кальция с соляной кислотой: CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O. Коэффициент 2 перед HCl нужен для баланса водорода и хлора.
2. Запишем растворение углекислого газа: CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃. Обратимая стрелка показывает, что процесс не идёт только в одну сторону.
3. Первая реакция — взаимодействие кислоты с солью, которое протекает благодаря выделению газа. Она сама по себе не является реакцией уже полученной H₂CO₃, но демонстрирует условие обмена кислоты с солью.

Ответ: CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O; CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃. Для проверки уравнений пересчитайте атомы каждого элемента по обе стороны стрелки и убедитесь, что заряд сохраняется.

Типичные ошибки

Ошибка: считать кислотами все вещества, содержащие водород. Водород встречается и в веществах, которые не проявляют свойств кислот, поэтому одной формулы с H недостаточно. Так ошибаются, когда ориентируются только на состав, не проверяя способность вещества образовывать H⁺ в растворе. Проверьте, есть ли кислотный остаток и ведёт ли себя вещество как кислота в водном растворе.

Ошибка: отождествлять основность с любым числом атомов водорода в формуле. Основность учитывает только те атомы H, которые способны замещаться металлом или диссоциировать. Путаница возникает, когда число водородов механически переносят из формулы в определение. Для проверки выделите остаток и установите заряд, а затем сопоставьте его с числом отщепляемых H⁺.

Ошибка: записывать полную диссоциацию слабой кислоты как необратимую. У слабого электролита значительная часть частиц остаётся молекулами, поэтому знак → создаёт неверное впечатление о полном распаде. Так делают по аналогии с уравнениями сильных кислот. Проверьте силу кислоты: для слабой используйте ⇄, а для многоосновной при необходимости покажите ступени.

Ошибка: считать, что любая кислота реагирует с любым металлом или солью. С металлами учитывают ряд активности и особенности кислоты, а для обмена с солью — появление осадка, газа или слабого электролита. Ошибка возникает, если судить только по тому, что реагенты можно «поменять местами». Перед записью проверьте условия реакции и затем уравняйте подходящее уравнение.

Связь с другими темами

Для работы с кислотами нужны знания о строении атома, химической связи, формулах и названиях ионов, валентности и степенях окисления. Также важно уметь составлять уравнения электролитической диссоциации и реакций обмена: без этого трудно проверить заряды и предсказать продукты. Тема продолжает изучение классов неорганических веществ и пригодится при разборе солей, оснований, кислотно-основных реакций, pH и качественных реакций на ионы.

Что запомнить

• Кислоты состоят из атомов водорода и кислотного остатка.
• Основность кислоты определяется числом замещаемых атомов водорода.
• В растворах кислоты образуют катионы H⁺ и анионы кислотных остатков.
• Сильные кислоты диссоциируют практически полностью, слабые — частично.
• Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами с образованием соли и воды.
• Кислоты могут реагировать с активными металлами с выделением водорода.
• Реакции кислот с солями идут до конца при образовании осадка, газа или слабого электролита.