-Кислоти

Кислотами називаються сполуки, що містять іони Гідрогену (Гідрогену), які здатні заміщуватись на метал (або металоподібну групу атомів) і утворювати при цьому солі. До складу кислот входять іон (або декілька іонів) Гідрогену та кислотний залишок.

Кислоти – сполуки, при розчиненні яких збільшується концентрація позитивно заряджених іонів розчинника. З точки зору теорії електролітичної дисоціації кислоти – електроліти, які у водному розчині дисоціюють з утво­ренням лише одного типу катіонів – гідратованях іонів Гідрогену.

Кількість іонів Гідрогену в молекулі кислоти, здатних заміщуватися на метал або металоподібну групу атомів з утворенням солей, визна­чає її основність. Розрізняють кислоти одноосновні (НNО3, НСl, НСlО), двохосновні (Н2SО4, Н2S, Н2СО3), триосновні (Н3РО4), чотириосновні (Н4Р2О7, Н4SіО4), п'ятиосновні (Н5ІО6), шестиосновні (Н6ТеО6). В деяких кислотах кількість атомів Гідрогену не відпові­дає їх основності: Н3РО3 – двохосновна, Н3РО2 – одноосновна кислота.

Група атомів, що залишається після відщеплення від молекули кислоти іонів Гідрогену, називається кислотним залишком. Так, НSО4–, SО42– відповідно одновалентний і двовалентний залишки сір­чаної кислоти.

За хімічним складом розрізняють безоксигенові (безкисневі), звичайні окстгеновмісні (кисне­вмісні), полі-, тіо-, пероксокислоти. До безкисневих кислот нале­жать НСl, НВr, НІ, Н2S, Н2Sе, НСN, НSСN тощо.

Звичайні кисневмісні кислоти є гідратами кислотних оксидів. Деякі кислоти (Н3РО2, НВrО3 тощо) не мають відповідних кислот­них оксидів. Утворення звичайних кисневмісних кислот можна уявити як продукт приєднання однієї або декількох молекул води до молекули кислотного оксиду. При цьому утворюються кислоти з різною основністю, наприклад:

Н2SО4 (SО3 + Н2О); Н6ТеО6 (ТеО3 + 3Н2О).

Зміну форми вищих кисневмісних кислот неметалів у межах однієї групи (IV – Н2СО3, Н4SіО4; V – НNО3, Н3РО4, Н3АsО4; VІ – Н2SО4, Н2SеО4, Н6ТеО6;
VІІ – НСlО4, Н5ІО6) можна пояс­нити тим, що із збільшенням порядкового номера неметалу збіль­шується радіус його атома, тому біля нього може розміститись більше груп –ОН. Це призводить до того, що в межах груп основ­ність кислот збільшується. В межах періодів із збільшенням по­рядкового номера неметалу його заряд збільшується, а радіус атома зменшується. Це зумовлює те, що в межах періодів основ­ність вищих кислот зменшується, наприклад:

II період – Н3ВО3, Н2СО3, НNО3;

III період – Н4SіО4, Н3РО4, Н2SО4, НСlО4;

V період – Н6ТеО6, Н5ІО6, Н4ХеО6.

Відомо багато кисневмісних кислот, молекули яких містять не один, а кілька кислотних залишків. Такі кислоти називають полікислотами, наприклад: 

2СrО3 + Н2О = Н2Сr2О7; Н2СrО4 + СrО3 = Н2Сr2О7.

У молекулах ізополікислот атоми кислотоутворюючого елемента зв'язані між собою атомом Оксигену. Здатність до утворення ізополікислот виявляють елементи побічних підгруп V, VI груп періодичної системи, Сульфур, Силіцій тощо.

Тіокислоти можна розглядати як похідні звичайних кисневміс­них кислот, в яких один або кілька атомів Оксигену заміщені на аніон S2– (Н2SО4Н2SО3S  Н2S2О3).

Пероксокислоти в своєму складі містять пероксогрупу –О–О– (одну або декілька), їх можна розглядати як похідні звичайних кисневмісних кислот, в яких Оксиген заміщений на аніон кислоти Н2О2. Кислоти Н2SО5, Н2S2О8 є продуктами заміщення одного атома Оксигену в кислотах Н2SО4 та Н2S2О7 на аніон О22–.

Номенклатура кислот. Назви кисневмісних кислот утворюють з назв кислотоутворюючого елемента та слова кислота. При цьому назва кислоти, в якій елемент виявляє вищий ступінь окислення, має закінчення -на, -ієва(ева),
-ова. Із зниженням ступеня окислення кислотоутворюючого елемента закінчення кислот змінюються в та­кій послідовності: -нувата, -иста, -нуватиста. Якщо елемент утворює дві кислоти, то назва з нижчим ступенем окислення еле­мента має закінчення -иста.

Назви кислот можна утворювати також з назв відповідних аніонів. Наприклад:

НNО2 – азотиста (нітритна) кислота; 

НNО3 – азотна (нітратна);

Н2SО3 – сірчиста (сульфітна);

Н2SО4 – сірчана (сульфатна);

НСlО – хлорнуватиста (гіпохлоритна);

НСlО2 – хлориста (хлоритна);

НСlО3 – хлорнувата (хлоратна);

НСlО4 – хлорна (перхлоратна).

Якщо одному і тому самому ступеню окислення елемента відпо­відають дві кислоти з різними основностями, то назва кислоти з нижчою основністю має префікс мета-, а з вищою – орто-, НРО3 – метафосфорна, Н3РО4 – ортофосфорна.

Назви ізополікислот утворюють з назв відповідних звичайних кисневмісних кислот, похідними яких вони є, додаючи числівники ди-, три-, тетра- тощо, що вказують на кількість атомів кислото­утворюючого елемента в молекулі ізополікислоти (Н2S2О7 – дисірчана, Н2Сr3О10 – трихромова кислота).

Назви тіо- і пероксокислот утворюють з назв відповідних кисне­вмісних кислот, похідними яких вони є, додаючи відповідні префік­си тіо- або пероксо- (Н2S2О3 – тіосірчана, Н2SО5 – монопероксосірчана кислота).

Безкисневі кислоти називають елементоводневими: НВr – бромоводнева, Н2S – сірководнева, НІ – йодоводнева кислота.

Основні методи добування кислот. Кислоти добувають при вза­ємодії кислотних оксидів з водою, окисленні простих речовин кис­лотами-окислю-вачами або сумішшю кислот (НСl + НNО3, НF + НNО3), при безпосередньому сполученні деяких неметалів з вод­нем, при гідролізі галогенангідридів, при взаємодії солі з більш сильними кислотами, активних неметалів з водою, кисневмісних кислот або кислотних оксидів з пероксидом Гідрогену та іншими мето­дами. Приклади хімічних реакцій утворення кислот:

І2О5 + Н2О = 2НІО3; РСl5 + 4Н2О = 5НСl + Н3РО4;

СrО3 + Н2О = Н2СrО4; SО2Сl2 + 2Н2О = Н2SО4 + 2НСl;

КСl + Н2SО4 = КНSО4 + НС1; 3Р + 5НNО3 = 3НРО3 + 5NО + Н2О;

Н2 + Сl2 = 2НСl; 3Sі + 4НNО3 + 18НF = 3Н2[SіF6] + 4NО+8Н2О;

Сl2 + Н2О = НСl + НСlО; 2Р2О5 + 6Н2О2 = 4Н3РО5 + О2

Хімічні властивості кислот. Головною, найхарактерні­шою ознакою кислот є їх здатність до взаємодії з основами з утво­ренням солей. Кислоти також утворюють солі при взаємодії з ос­новними та амфотерними оксидами, амфотерними гідроксидами, металами:

Ва(ОН)2 + Н2SО4 = ВаSО4 + 2Н2О;

ТіО2 + 2Н2SО4(конц.) = Ті(SО4)2 + 2Н2О;

Ва(ОН)2 + 2Н2SО4 = Ва(НSО4)2 + 2Н2О;

Сr(ОН)3 + 3НNО3 = Сr(NО3)3 + 3Н2О;

2Ва(ОН)2 + Н2SО4 = Ва2(ОН)2SО4 + 2Н2О;

Аg + 2НNО3 = АgNО3 + NО2 + Н2О;

NіО + Н2SО4 = NіSО4 + Н2О;

Zn + 4НN3 = Zn(N3)2 + NН4N3 + N2.

Взаємодія з металами суміші концентрованих кислот НNО3 + НСl,
НNО3 + НF в об'ємному співвідношенні 1:3 призводить до утворення складних (комплексних) кислот, наприклад:

Аu + НNО3 + 4НСl = Н[АuСl4] + NО + 2Н2О.

Деякі кислоти реагують з солями, утворюючи нову сіль і нову кислоту, наприклад:

Nа2SіО3 + 2НСl = 2NаСl + Н2SіО3.

Амфотерні гідроксиди

Амфотерні гідроксиди – Ме(ОН)х – гідрати амфотерних окси­дів, які мають слабкі кислотні та основні властивості. Всі амфо­терні гідроксиди погано розчиняються у воді, добуваються непря­мими методами. Приклади амфотерних гідроксидів: Ве(ОН)2, Zn(ОН)2, Аu(ОН)3, Аl(ОН)3, Рb(ОН)2, Sn(ОН)2, Sn(ОН)4, Сu(ОН)2, Fе(ОН)3, Сr(ОН)3, Gа(ОН)3 тощо.

Номенклатура амфотерних гідроксидів. За своїм складом амфо­терні гідроксиди не відрізняються від основ, тому назви їх утво­рюються аналогічно, тобто із назви металу у називному відмінку та слова гідроксид, наприклад:

Sn(ОН)2 – станум (ІІ) гідроксид, Sn(ОН)4 – станум (ІV) гідроксид.

Основні методи добування амфотерних гідроксидів. Амфотерні гідроксиди добувають за реакціями відповідних солей з кислотами або лугами в еквівалентних кількостях (щоб уникнути розчинення гідроксиду у надлишку лугу або кислоти):

Аl2(SО4)3 + 6NаОН = 2Аl(ОН)3 + 3Nа2SО4;

2Nа[Аl(ОН)4] + Н2SО4 = 2Аl(ОН)3 + Nа2SО4 + 2Н2О.

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів. Амфотерні гідроксиди взаємодіють з кислотами та кислотними оксидами, виявляючи основні властивості і утворюючи при цьому солі, на­приклад:

 Zn(ОН)2 + Н2SО4 = ZnSО4 + 2Н2О; 2Аl(ОН)3 + 3SО3 = Аl2(SО4)3 + 3Н2О.

Амфотерні гідроксиди взаємодіють з основами та основними ок­сидами з утворенням солей, виявляючи при цьому кислотні власти­вості, наприклад:

Zn(ОН)2 + 2NаОН = Nа2ZnО2 + 2Н2О (при сплавлянні);

Zn(ОН)2 + СаО = СаZnО2 + Н2О ( » );

Аl(ОН)3 + 3NаОН = Nа3[Аl(ОН)6] (у розчині).