§ 27. Химические свойства кислот, оснований, солей в свете теории электролитической диссоциации

Общие химические свойства кислот

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Присутствие кислот в растворах обнаруживают с помощью индикаторов. Так, в кислой среде (рН < 7) лакмус и метилоранж имеют красную окраску (см. рис. 59). Общие химические свойства сильных кислот обусловлены реакциями, в которые вступают только катионы водорода H+. К ним относится образование солей при взаимодействии с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями (табл. 17).

Таблица 17. Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации

Реагент Уравнение реакции в молекулярной и полной ионной формах Уравнение реакции в сокращённой ионной форме
1. Индикатор Как правило, уравнение диссоциации:
HBr → H+ + Br–
2. Металл Мg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
Mg0 + 2Н+ + 2Сl– = Mg2+ + 2Сl– + H2↑		 Mg0 + 2H+ = Mg2+ + H2↑
3. Оксид
а) основный		 МgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O
MgO + 2Н+ + begin mathsize 16px style 2 NO subscript 3 superscript minus end style = Mg2+ + 2 NO subscript 3 superscript minus + H2O		 MgO + 2H+ = Mg2+ + H2O
б) амфотерный ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2Н+ + 2Сl– = Zn2+ + 2Сl– + H2O		 ZnO + 2H+ = Zn2+ + H2O
4. Основание
а) щёлочь		 NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH– + H+ + Сl– = Na+ + Сl– + H2O		 H+ + OH– = H2O
б) нерастворимое основание H2SO4 + Fe(OH)2 = FeSO4 + 2H2O
2H+ + SO subscript 4 superscript 2 minus end superscript + Fe(OH)2 = Fe2++ SO subscript 4 superscript 2 minus end superscript + 2H2O		 2H+ + Fe(OH)2 = Fe2+ + 2H2O
5. Соль 2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2↑
2H+ + 2 NO subscript 3 superscript minus + 2Na+ + CO subscript 3 superscript 2 minus end superscript = 2Na+ + 2 NO subscript 3 superscript minus + CO2↑ + H2O		 2H+ + CO subscript 3 superscript 2 minus end superscript = CO2↑ + H2O

Таким образом, катион водорода Н+ в растворах кислот обеспечивает протекание основных реакций этого класса соединений. Вывод подтверждается отсутствием анионов кислотных остатков в сокращённых ионных уравнениях всех реакций ионного обмена с участием ионов водорода. Анионы кислотных остатков отвечают только за специфические свойства конкретных кислот: окислительные, восстановительные, участие в реакциях обмена с выпадением нерастворимых солей этих анионов и др.

ul

Кислоты образуют в водных растворах избыток катионов H+ (катионов гидроксония H3O+) и создают кислую среду.

В отдельном столбце таблицы растворимости — столбце кислот — отмечены пары: катион H+ и анионы СO subscript 3 superscript 2 minus end superscript, S2– или SiO subscript 3 superscript 2 minus end superscript, которые взаимодействуют с образованием кислот — слабых электролитов: H2CO3, H2S и H2SiO3. Какие ещё анионы в таблице растворимости реагируют с катионом H+, образуя молекулы слабых кислот?

После реакции катиона H+ с анионами begin mathsize 14px style СO subscript 3 superscript 2 minus end superscript end style и S2– ограниченно растворимые газообразные вещества CO2 (после распада нестойкой кислоты H2CO3) и H2S образуются с характерным «вскипанием» раствора и выделением пузырьков газа. Нерастворимая в воде кремниевая кислота H2SiO3 выпадает в осадок.

Обратите внимание, что фиолетовая окраска лакмуса в нейтральной среде является смесью синего и красного цветов, а оранжевая окраска метилоранжа — это смесь жёлтого и красного цветов индикаторов. Такое наложение цветов свидетельствует о том, что обе окрашенные формы индикаторов в нейтральной среде представлены в равной мере, поскольку концентрации ионов водорода Н+ и гидроксид-анионов ОН– в чистой воде одинаковы и при 25 °С равны по 10–7 моль/дм3.