Список кислот для егэ по химии

Обратите внимание на то, что по мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке:

-оватая, — истая, -оватистая.

Кислоты, их получение, свойства.

Характеристика кислот:

1) Сильные, устойчивые, образуют растворы с сильнокислой средой: азотная, серная, соляная, HBr,HI, HClO₄ (хлорная)

2) Средней силы и слабые растворимые, образуют растворы с довольно кислой средой: фосфорная, плавиковая (HF), уксусная

3) Слабые, летучие, неустойчивые: сероводородная, сернистая, угольная, азотистая. Среда в растворах этих кислот очень слабо кислая.

4) Нерастворимые: кремниевая, борная Н₃ВО_3.Не меняют окраску индикатора.

Свойства кислот.

Ряд напряжений металлов:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb,H,Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

HCl ⇄ H+ + Cl– (точнее, не Н⁺, а Н₃О⁺-ион гидроксония)

Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато:

H₂SO₃  ⇄ H⁺ + НSO³– (1 ступень) и

HSO₃^– ⇄ H+ + SO₃^2– (2 ступень)

Нерастворимые кислоты практически не диссоциируют.

2. Действие на индикаторы.

Так как растворы кислот имеют кислую среду, они меняют окраску индикаторов. Причина – наличие в растворе ионов Н⁺(H₃O⁺).

Лакмус и метилоранж приобретают КРАСНУЮ окраску.

H2SiO3, H2S, H2CO3 — практически не меняют окраску индикаторов.

3. Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами.

H₂SO₄ + Ca(OH)₂= CaSO₄ + 2H₂O

HCl + Al(OH)₃ = AlCl₃ + H₂O

H₂SiO₃ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + 2H₂O

H₂SO₄ + KOH(изб) = K₂SO₄ + H₂O

H₂SO₄(изб) + KOH = KHSO₄ + H₂O

Слабые кислоты реагирует только со щелочами. Возможно образование кислых солей.

4. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

2 HCl + CaO = CaCl₂ +H₂O

2 H₃PO₄+Fe₂O₃ = FePO₄+3H₂O

Кремниевая кислота – только при сплавлении.

5. Взаимодействие со средними, кислыми, основными солями.

А) Cоль1+кислота1=соль2+кислота2

2HCl +СаCO₃ =СаCl₂+CO₂+ H₂O

ВaCl₂ +H₂SO₄ = ВaSO₄+ 2HCl 

Б) Средняя соль + её же кислота = кислая соль.

H₂SO₄+Na₂SO₄= 2NaHSO₄

В) Основная соль+кислота = средняя соль.

(СuOH)₂CO₃+4HCl=2CuCl₂+CO₂+3H₂O

Al(OH)₂Cl + 2HCl = AlCl₃ + 2H₂O

Реакция происходит, если соль образована более слабой кислотой, или если образуется осадок, газ, вода.

6.Взаимодействие с металлами минеральных кислот: HCl, HBr, HI, HF, H2SO4(разб!), Н3РО4

2HCl + 2Na = 2NaCl + H₂

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + H₂

Исключение: при реакции с металлами азотной и конц. серной кислот водород не выделяется, реакция идёт по-другому! (см.п. 7)

Не реагируют с металлами: H₂S, H₂SiO₃, H₂SO₃, H₂CO₃

Металл в ряду активности – должен находиться левее водорода.

7. Особые свойства HNO3 и H2SO4 — реакция с металлами

Cu+4HNO₃ (конц.) =Cu(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O

3Cu+8HNO₃(разб.)=3Cu(NO₃)₂+2NO+4H₂O

8K+5H₂SO₄ (конц.) = 4K₂SO₄+H₂S+4H₂O

3Zn+ 4H₂SO₄ (конц.) = 3ZnSO₄+S+4H₂O

Пассивация Al, Cr, Fe – не реагируют с холодной концентрированной HNO3 и H₂SO₄

8. Разложение при нагревании.

1) H₂SiO₃ → t SiO₂ + H₂O

2HNO₂ = NO + NO₂ + H₂O

4HNO₃ → t 2H₂O + 4NO₂ + O₂

2) 2HI → t H₂ + I₂

Угольная, сернистая и азотистая кислоты разлагаются при комнатной температуре.

Способы получения кислот

Кислородсодержащие кислоты.

Кроме H₂SiO₃

2. Взаимодействие простых веществ

H₂ + S = H₂S

Бескислородные кислоты.

3. Вытеснение более слабых кислот из их солей более сильными кислотами.

2HCl+Na₂S = 2NaCl+ H₂S↑

2HCl+Na ₂SiO₃= 2NaCl+ Н₂SiО₃↑

Кремниевую кислоту можно получить ТОЛЬКО таким способом.

4. Окисление кислот (или оксидов в водном растворе) кислородом и другими окислителями.

SO₂+Br₂+H₂O=H₂SO₄+HBr

H₃PO₃ + O₂ → ^t H₃PO₄

Реакции протекают в водном растворе.

Химические свойства кислот

1. Сила кислот уменьшается в ряду:

HI → HClO4 → HBr → HCl → H2SO4 → H2SeO4 → HNO3 → HClO3 → HIO3 →

H2SO3 → HClO2 → H3PO4 → HF → HNO2 → CH3COOH → H2CO3 → H2S → H2SiO3.

Некоторые реакции, подтверждающие ряд кислот:

2HCl + Na2CO3 → 2NaCl + CO2­ + H2O                         т.е. H2CO3 слабее, чем HCl

K2CO3 + SO2 → K2SO3 + CO2­                                       т.е. H2CO3 слабее, чем H2SO3

CH3COOH + NaHCO3 → CH3COONa + CO2­ + H2O    т.е. H2CO3 слабее, чем CH3COOH

Na2SiO3 + CO2 + H2O → H2SiO3 + Na2CO3                т.е. H2SiO3 слабее, чем H2CO3

3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + 2H3PO4                        т.е. H3PO4 слабее, чем H2SO4

Во всех этих реакциях образуются либо осадок, либо (более) слабая кислота.

Если осадка не образуется и обе кислоты сильные (т.е. кислота, которая вступила в реакцию, и кислота, которая образовалась в результате реакции), то в растворе такие реакции не идут. Подобные реакции возможны только в случае образования сильных летучих кислот (HNO3 и HCl) в реакциях с твердыми солями, а не растворами:

NaCl(тв.) + H2SO4(к) → NHSO4 + HCl­

NaNO3(тв.) + H2SO4(к) → NaHSO4 + HNO3­

Аналогичным образом можно получить и слабую плавиковую кислоту:

KF(тв.) + H2SO4(к) → KHSO4 + HF­

HBr и HI (они также являются летучими) таким образом получать не удается, так как они окисляются концентрированной серной кислотой:

8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O
2KBr + 2H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O

2. Летучесть кислот

Следующие кислоты являются летучими: HNO3, HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2Se.

Остальные кислоты являются нелетучими.

3. Сила кислот (способность к диссоциации)

Сильные: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3.

Слабые (все остальные): HF, H2CO3, H2SO3, HNO2, H3PO4, H2S, H2SiO3, все органические кислоты и другие.

4. Растворимость кислот в воде

Нерастворимыми кислотами являются: H2SiO3 и все высшие жирные кислоты, т.е. кислоты, содержащие 10 атомов углерода и больше. Например, C17H35COOH  (стеариновая кислота).

5. Термическое разложение кислот

При нагревании разлагаются следующие кислоты:

H2CO3 → CO2 + H2O

H2SO3 → SO2 + H2O

4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O

H2SiO3 → SiO2 + H2O

Неустойчивыми являются H2CO3 и H2SO3.

6. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

2HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + 2H2O

Эти реакции идут, только если образующаяся соль существует в водном растворе, т.е. в таблице растворимости не должен стоять прочерк:

H2S + Al(OH)3 → реакция не идет, т.к. Al2S3 в водной среде разлагается (по сути, идет обратная реакция)

H2S + Cr(OH)3 → реакция не идет по той же причине.

Особенность кремниевой кислоты: из оснований она реагирует только с щелочами:

H2SiO3 + 2NaOH → Na2SiO3 + 2H2O

H2SiO3 + Cu(OH)2 → реакция не идет

H2SiO3 + Al(OH)3 → реакция не идет.

7. Взаимодействие с солями

Реакции с солями идут, если выделяется газ, выпадает осадок или образуется более слабая кислота:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3

K3PO4 + HCl → NaCl + H3PO4 (слабая кислота)

8. Взаимодействие кислот-неокислителей с металлами

Металлы, стоящие в ряду активности металлов до водорода, взаимодействуют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

H2SO4(р) + Zn → ZnSO4 + H2

6HCl + 2Fe → 2FeCl3 + 3H2

Cu + HCl → реакция не идет.

9. Взаимодействие кислот-окислителей (H2SO4(к), HNO3(к) и HNO3(р)) с простыми и сложными веществами

9.1) Серная кислота

9.2) Азотная кислота

Химические свойства кислот

Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков.

Классификация кислот.

В обычных условиях кислоты могут быть твердыми (фосфорная $H_3PO_4$; кремниевая $H_2SiO_3$) и жидкими (в чистом виде жидкостью является серная кислота $H_2SO_4$).

Такие газы, как хлороводород $HCl$, бромоводород $HBr$, сероводород $H_2S$, в водных растворах образуют соответствующие кислоты.

Разделение кислот на группы по различным признакам представлено в таблице.

Классификация кислот.

Часто путают понятия летучесть и устойчивость (стабильность). Летучими называют кислоты, молекулы которых легко переходят в газообразное состояние, т.е. испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. Например, нелетучая нерастворимая кремниевая кислота разлагается на воду и $SiO_2$.

Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не имеют окраски. Водный раствор хромовой кислоты $H_2CrO_4$ имеет желтую окраску, марганцевой кислоты $HMnO_4$ — малиновую.

Свойства кислот

Кислый вкус, воздействие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами — эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

1. В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

$HCl=H^{+}+Cl^–$,

$HNO_3=H^{+}+NO_3^{-}$,

$H_2SO_4=H^{+}+HSO_4^{-}⇄2H^{+}+SO_4^{2-}$.

Растворы кислот изменяют цвет индикаторов: лакмуса — в красный, метилового оранжевого — в розовый, цвет фенолфталеина не изменяют.

2. Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, при соблюдении ряда условий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли:

$2HCl+Zn=ZnCl_2+H_2↑$,

$2H^{+}+Zn=Zn^{2+}+H_2↑$.

3. Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль:

$2HCl+ZnO=ZnCl_2+H_2O$,

$2H^{+}+ZnO=Zn^{2+}+H_2O$.

4. И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут образовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

а) $H^{+}+OH^{–}=H_2O$.

Например, $HCl+NaOH=H_2O+NaCl;$

б) $H_2SO_4+NaOH={NaHSO_4}↙{text»кислая соль»}+H_2O$.

5. Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:

$2H^{+}+CaCO_3=Ca^{2+}+H_2O+CO_2↑,$

$SO_4^{2-}+Ba^{2+}=BaSO_4↓$.

Взаимодействие $H_3PO_4$ с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка $Ca_3(PO_4)_2$.

Особенности свойств азотной $HNO_3$ и концентрированной серной $H_2SO_4$(конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы $H^+$, а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород $H_2$, а другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры).

Следует отметить, что третий продукт реакции металлов с этими кислотами образуется в «букете » — смеси с другими продуктами. Эти особенности химического поведения $HNO_3$ и $H_2SO_4$(конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.

Продукты взаимодействия простых веществ с азотной и серной кислотами.