Классификация кислот.
Здесь будут рассмотрены соединения, являющиеся кислотами с позиции электролитической теории.
Классификация кислот может быть проведена по различным признакам.
1°. Кислоты неорганические (HNO3 , H2SO4 и др.) и органические (CH3COOH, C2O4H2 и др.). Далее в этом разделе будем рассматривать неорганические кислоты.
2°. По содержанию кислорода в кислотном остатке:
а) бескислородные — HnX, где X — галоген, халькоген или неорганический радикал типа CN, NCS и др. Например, HCl, H2S, HCN.
б) кислородсодержащие (оксокислоты), с общей формулой HnЭOm , где Э — кислотообразующий элемент. Некоторые оксокислоты могут содержать несколько атомов кислотообразующего элемента, например H4P2O7 , H2S2O7 . При этом однотипные фрагменты связаны через атом кислорода: Э—О—Э, В таких кислотах одинаковые фрагменты могут образовывать как открытые цепи, например, H2S2O7 , так и циклические структуры, например, (HPO3)n :
Пиросерная кислоита | Метафосфорная кислота |
Оксокислоты характерны для многих химических элементов, особенно для элементов в высоких степенях окисления (+3 и выше).
3°. По основности. Основность кислот — число ионов водорода, которые отщепляются от молекулы кислоты при ее диссоциации или обмениваются на катионы металла при взаимодействии кислоты с основанием или с металлом.
По основности кислоты делятся на одноосновные (HNO3 , HCl) двухосновные (H2SO4), трех- (H3PO4) и т. д.
Преимущественно в оксокислотах атомы водорода связаны с атомами кислорода, а не с центральным атомом аниона. Именно эти атомы водорода и отщепляются при диссоциации кислоты в водном растворе с образованием катионов гидроксония (H3O+) и принимают участие в реакции нейтрализации т. е. определяют основность кислоты. Для неорганических кислот, как правило, общее число атомов водорода в молекуле соответствует основности кислоты, но это не всегда так.
В некоторых кислотах есть атомы водорода связанные непосредственно с атомом кислотообразующего элемента, такие атомы водорода не обмениваются на ион металла, т. е. не определяют основность кислоты.
Для органических кислот общее число атомов водорода в молекуле, в подавляющем большинстве случаев, не соответствует основности кислоты. Основность органических кислот определяется числом карбоксильных групп в молекуле, например,
уксусная одноосновная кислота | щавелевая двухосновная кислота |
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато и могут образовывать несколько рядов солей, например, серная кислота — кислота двухосновная, диссоциирует по двум ступеням:
H2SO4 « H+ + « 2H+ +
образует два ряда солей:
сульфаты ( ), например, Na2SO4 — сульфат натрия,
гидросульфаты ( ), например, NaHSO4 — гидросульфат натрия или кислый сульфат натрия.
4°. Сила кислот. Сила кислоты (как и любого другого электролита) определяется степенью диссоциации, a, которая равна отношению количества продиссоциировавших молекул к общему количеству молекул данного электролита в растворе, т. е. долю продиссоциировавших молекул, ее можно также выражать в процентах:
a = | ´ 100% |
Для характеристики силы электролитов применяют также константу диссоциации (константу равновесия реакции диссоциации):
HAn + H2O « H3O+ + An–
.
Так как концентрацию воды в водных растворах можно принять за постоянную величину, ее можно включить в константу равновесия:
= .
Величину Ka называют константой ионизации кислоты (индекс «а» — от английского acid — кислота), в числителе обычно указывают не концентрацию катионов гидроксония, а концентрацию ионов водорода.
Качественно силу кислот можно оценить по правилу Полинга: если представить формулу оксокислоты в общем виде — HnЭOm , то по разности (m – n) можно оценить силу кислоты: у какой кислоты она больше та кислота и сильнее:
m – n = 0 — кислота очень слабая, HClO
m – n = 1 — кислота слабая, HClO2
m – n = 2 — кислота сильная, HClO3
m – n = 3 — кислота очень сильная, HClO4.
Для многоосновных кислот для каждой ступени диссоциации можно записать свою константу ионизации, причем, как правило, каждая последующая константа меньше предыдущей на несколько порядков:
K1 >> K2 >> K3
(например, для фосфорной кислоты K1 = 7 × 10–3, K2 = 6 × 10–8,
K3 = 5, × 10–13).
Замена одного атома кислорода в оксокислоте на атом фтора ведет к резкому увеличению силы кислоты. Примером может служить фторсульфоновая кислота HSO3F. Такие кислоты получили название суперкислот. К этому же классу кислот относятся и кислоты с комплексным анионом, например HSbF6 .
5°. По устойчивости. Некоторые оксокислоты существуют только в водных разбавленных растворах и являются термически неустойчивыми. Получить их в индивидуальном виде невозможно, например H2CO3 , H2SO3 , HClO, HClO2 . В то же время есть устойчивые к нагреванию кислоты, например, серная H2SO4 (tкип. = 296,5°С).
6°. По растворимости. По растворимости кислоты делятся на растворимые, такие как HNO3 , H3PO4 , и нерастворимые в воде — SiO2 × x H2O, H2MoO4 .
7°. По соотношению воды и кислотного оксида. По этому признаку кислоты делятся на орто-, пиро-, мета-кислоты и кислоты переменного состава.
К орто-кислотам относятся кислоты, в которых отношение воды и кислотного оксида превышает 1. К таким кислотам относятся ортофосфорная H3PO4 [n(H2O) : n(P2O5) = 3 : 1].
В мета-кислотах это отношение равно 1, например, метафосфорная кислота HPO3 [n(H2O) : n(P2O5) = 1 : 1]. К этим же кислотам относятся азотная, серная и многие другие.
Пиро-кислоты получаются из орто-кислот в результате отщеплением воды при нагревании:
2H3PO4 H4P2O7 + H2O
или растворением кислотного оксида в кислоте:
H2SO4 + SO3 = H2S2O7.
Свои названия эти кислоты получили от греческого слова pyr — огонь.
В некоторых кислотах отношение воды и кислотного оксида зависит от способа получения, например, x SiO2 × y H2O; x TiO2 × y H2O. x SnO2 × y H2O. Чаще всего они встречаются в виде коллоидных растворов.
Дата добавления: 2021-09-07; просмотров: 465;