§ 6. Химические свойства кислот как электролитов

Определения и обозначения

Кислоты как электролиты — вещества, растворы которых диссоциируют с образованием катионов водорода и анионов кислотных остатков. Электролитами их называют потому, что раствор содержит подвижные заряженные частицы и проводит электрический ток. Это определение связывает состав кислоты с её химическими свойствами.

Электролитическая диссоциация кислот — распад молекул кислоты на ионы в водном растворе. Вода ослабляет связь между частями молекулы и окружает образующиеся ионы. Запись диссоциации нужна, чтобы понять, какие частицы действительно участвуют в реакциях раствора.

Катион водорода — положительно заряженная частица H⁺, обусловливающая общие свойства кислот. Знак «плюс» показывает, что частица отдала электрон и имеет положительный заряд. По наличию H⁺ объясняют действие кислот на индикаторы и большинство их общих реакций.

Кислотный остаток — анион, образующийся при диссоциации кислоты. Например, из HCl получается Cl⁻, а из H₂SO₄ — SO₄²⁻. Заряд этого иона помогает правильно расставить коэффициенты в уравнении диссоциации и составить формулы солей.

Как это устроено

Молекула кислоты состоит из атомов водорода и кислотного остатка, соединённых полярной связью. Вода притягивает заряженные части этих связей и ориентирует свои молекулы вокруг них. Поэтому связь ослабевает, а части молекулы переходят в раствор как отдельные ионы: H⁺ и отрицательно заряженный остаток.

Состав кислоты прямо определяет уравнение диссоциации. Если в формуле HCl один атом водорода, получается один H⁺ и Cl⁻: HCl → H⁺ + Cl⁻. В H₂SO₄ два атома водорода, поэтому запись имеет вид H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻, а заряд остатка равен −2, чтобы общий заряд был нулевым.

Общие свойства кислот связаны не с названием остатка, а прежде всего с ионами H⁺. Именно они изменяют цвет индикаторов, взаимодействуют с гидроксид-ионами и карбонат-ионами. Поэтому разные кислоты проявляют сходные свойства, хотя их кислотные остатки могут быть разными.

С активными металлами кислоты реагируют по принципу замещения: атомы металла отдают электроны, а H⁺ принимает их и превращается в молекулы H₂. Поэтому продуктами становятся соль и водород, но условие ограничено рядом активности: подходят металлы, стоящие до водорода. С основными оксидами и основаниями происходит обмен ионами, а общей движущей силой является образование слабого электролита — воды.

Реакции кислоты с солью также являются ионным обменом. В растворе ионы встречаются свободно, но реакция идёт до конца только тогда, когда появляется осадок, газ или вода, удаляющие частицы из раствора. Например, H⁺ и CO₃²⁻ образуют H₂O и CO₂, а Ba²⁺ и SO₄²⁻ — нерастворимый BaSO₄.

Химические свойства кислот как электролитов

В таблице сначала находят тип реагентов, затем определяют частицы, которые изменяются. В последнем столбце приведён пример молекулярной записи, а сокращённое ионное уравнение показывает сущность реакции. Стрелка вверх обозначает газ, стрелка вниз — осадок.

Разбор задач

1. Составьте уравнения электролитической диссоциации HCl, H₂SO₄ и H₃PO₄.

Условие: определить число катионов H⁺ и формулы кислотных остатков для трёх кислот.

1. У HCl один атом водорода, поэтому образуются H⁺ и однозарядный остаток Cl⁻.
2. У H₂SO₄ два атома водорода, значит, нужны 2H⁺, а остаток SO₄²⁻.
3. У H₃PO₄ три атома водорода; остаток PO₄³⁻ уравновешивает заряд трёх катионов.

Ответ: HCl → H⁺ + Cl⁻; H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻; H₃PO₄ ⇄ 3H⁺ + PO₄³⁻. Для слабой фосфорной кислоты знак обратимости показывает неполную диссоциацию.

2. Запишите молекулярное и сокращённое ионное уравнения реакций соляной кислоты с MgO, NaOH и Na₂CO₃.

Условие: для каждого вещества определить тип реакции и оставить в ионной записи только реально взаимодействующие частицы.

1. MgO — основной оксид, поэтому H⁺ связывается с O²⁻ в воду: MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O; MgO + 2H⁺ → Mg²⁺ + H₂O.
2. NaOH — основание. Ионы Na⁺ и Cl⁻ не изменяются: HCl + NaOH → NaCl + H₂O; H⁺ + OH⁻ → H₂O.
3. Na₂CO₃ содержит карбонат-ион, который с кислотой даёт нестойкую угольную кислоту, распадающуюся на воду и газ: 2HCl + Na₂CO₃ → 2NaCl + H₂O + CO₂↑; 2H⁺ + CO₃²⁻ → H₂O + CO₂↑.

Ответ: во всех трёх случаях реакция идёт до конца, но признаки различны: образование воды, а в последней реакции ещё и выделение углекислого газа.

3. В растворе находятся H₂SO₄, NaOH, BaCl₂ и Na₂CO₃. Определите пары веществ, между которыми возможны реакции, и составьте уравнения.

Условие: проверить каждую пару по признакам реакции — образованию воды, газа или осадка.

1. H₂SO₄ и NaOH дают воду: H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O; 2H⁺ + 2OH⁻ → 2H₂O.
2. H₂SO₄ и BaCl₂ образуют осадок: H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2HCl; Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓.
3. H₂SO₄ и Na₂CO₃ выделяют газ: H₂SO₄ + Na₂CO₃ → Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑; 2H⁺ + CO₃²⁻ → H₂O + CO₂↑.
4. NaOH и BaCl₂, а также NaOH и Na₂CO₃ в данных условиях не имеют сокращённого ионного уравнения: осадок, газ или вода не образуются.
5. BaCl₂ и Na₂CO₃ дают осадок: BaCl₂ + Na₂CO₃ → BaCO₃↓ + 2NaCl; Ba²⁺ + CO₃²⁻ → BaCO₃↓.

Ответ: реагируют пары H₂SO₄–NaOH, H₂SO₄–BaCl₂, H₂SO₄–Na₂CO₃ и BaCl₂–Na₂CO₃. Пары NaOH–BaCl₂ и NaOH–Na₂CO₃ обычно считают не реагирующими в растворе.

Типичные ошибки

Диссоциацию иногда записывают как распад на атомы, например HCl → H + Cl. Так делать нельзя: в растворе существуют заряженные частицы H⁺ и Cl⁻, а не нейтральные атомы. Проверка проста: у каждого иона должен быть указан заряд, а суммарный заряд справа должен совпадать с зарядом слева.

Другая ошибка — ставить перед H⁺ коэффициент 1 для любой кислоты. Число катионов определяют по числу атомов водорода в формуле, способных отделиться: у H₂SO₄ их два, у H₃PO₄ — три. Проверьте также заряд остатка: он должен компенсировать суммарный положительный заряд ионов H⁺.

Нельзя считать, что любая кислота реагирует с любым металлом с выделением водорода. Сначала сравните положение металла с водородом в ряду активности и учтите, что правило относится к обычным неокисляющим кислотам. Если металл расположен после водорода, ожидаемую реакцию нужно пересмотреть.

При составлении сокращённого ионного уравнения иногда сокращают воду, газ или осадок как «одинаковые вещества». Именно появление этих продуктов удаляет частицы из раствора и заставляет обмен идти до конца. Поэтому H₂O, CO₂ и BaSO₄ в подобных уравнениях оставляют.

Связь с другими темами

Для изучения темы нужны знания о составе кислот, валентности и зарядах ионов, ряде активности металлов и правилах уравнивания реакций. Понимание диссоциации кислот готовит к теме реакций ионного обмена, качественных реакций на ионы и расчётов по растворам. Те же принципы позже применяются к диссоциации оснований и солей: в растворе рассматривают не только формулы веществ, но и реальные ионы.

Что запомнить

• Кислоты в воде диссоциируют на H⁺ и анионы кислотных остатков.
• Общие свойства кислот обусловлены ионами H⁺.
• Кислоты изменяют окраску индикаторов.
• Кислоты реагируют с активными металлами с образованием соли и водорода.
• Кислоты реагируют с основными оксидами и основаниями с образованием соли и воды.
• Кислоты реагируют с некоторыми солями, если образуются осадок, газ или вода.
• Ионные уравнения показывают частицы, непосредственно участвующие в реакции.