Підготовчі курси з хіміїТема 8-11 Класи неорганічних речовин Тема 10

КИСЛОТИ

У слова «кислоти» зі словом «кислий» є спільний корінь завдяки кислому смаку, в чому легко впевнитися на прикладі оцтової, аскорбінової, лимонної, яблучної кислот, які містяться у продуктах харчування. Кислий смак забезпечується наявністю йона Гідрогену у всіх кислотах, незалежно від їх походження (органічного чи мінерального). Отже,

Кислоти – це складні сполуки, в молекулах яких міститься один чи декілька атомів Гідрогену, сполучених з кислотним залишком і здатних заміщуватися атомами металів (або амонійною групою NH₄⁺).

Кислотний залишок – атом чи група атомів, що утворюються внаслідок відщеплення від молекули кислоти одного чи декількох йонів Гідрогену Н⁺.

Згадаємо, що з позицій теорії електролітичної дисоціації кислотою вважається сукупність атомів, які дисоціюють з утворенням тільки одного виду позитивно заряджених йонів – катіонів Гідрогену. З огляду на таке визначення до кислот слід віднести не тільки сильні електроліти, які повністю піддаються дисоціації (наприклад: хлоридная кислота, яка у розчинах повністю розпадається на йони: НСІ → Н⁺ + СІ^–), але й слабкі електроліти, що дисоціюють дуже незначною мірою (наприклад, І ступінь дисоціації карбонатної кислоти H₂СO₃→H⁺+HСO₃^–), а також негативно заряджені йони (наприклад, ІІ ступінь дисоціації карбонатної кислоти HСO₃^–→H⁺+СO₃^2–). Саме ступінчастою дисоціацією багатоосновних кислот пояснюється утворення кислих солей.

Міжнародні назви кислотам походять від назв відповідних кислотних залишків, наприклад: H₂SO₄ – сульфатна кислота; HNO₃ – нітратна кислота. Якщо елемент з однаковим ступенем окиснення утворює декілька оксигеновмісних кислот, то до назви кислоти додають префікс мета- (якщо в складі молекули кислоти найменша кількість атомів Оксигену) або орто- (якщо в складі молекули кислоти найбільша кількість атомів Оксигену), наприклад: НРО₃ – метафосфатна кислота, Н₃РО₄ – ортофосфатна кислота., а також використовують префікс ди, якщо до складу атома входить два атоми основного елемента: дихроматна H₂Cr₂O₇, дифосфатна Н₄Р₂О₇. Крім того, для більшості кислот використвують тривіальні назви (табл.10.1).

Таблиця 10.1 – Міжнародна і тривіальна (у дужках) номенклатура кислот

Формула кислоти	Міжнародна і тривіальна назви кислоти	Формула кислоти	Міжнародна і тривіальна назви кислоти
HF	Фторидна (плавикова)	H₃PO₄	Ортофосфатна (ортофосфорна)
HCl	Хлоридна (соляна)	HPO₃	Метафосфатна (метафосфорна)
HBr	Бромідна (бромоводнева )	H₂CrO₄	Хроматна (хромова)
HI	Йодидна (йодоводнева)	H₂Cr₂O₄	Дихроматна (дихромова)
H₂S	Сульфідна (сірководнева)	HClO₄	Перхлоратна (хлорна)
HCN	Ціанідна (синільна)	HClO₃	Хлоратна (хлорнувата)
HNO₃	Нітратна (азотна)	HClO₂	Хлоритна (хлориста)
HNO₂	Нітрітна (азотиста)	HClO	Метахлоритна (хлорнуватиста)
H₂SO₄	Сульфатна (сірчана)	H₂CO₃	Карбонатна (вугільна)
H₂SO₃	Сульфітна (сірчиста)	H₂SiO₃	Силікатна (кремнієва)
H₂S₂O₃	Тіосульфатна	H₃BO₃	Ортоборатна (борна)
H₂S₄O₆	Дитіонатна	H₃AsO₄	Арсенатна (миш’якова)
НСООН	Метанова (мурашина)	H₃AsO₃	Арсенітна (миш’яковиста)
СН₃СООН	Етанова (оцтова)	HMnO₄	Перманганатна (марганцева)
Н₄Р₂О₇	Дифосфатна (пірофосфорна)	H₂MnO₄	Манганатна (марганцевиста)

Класифікацію кислот можна проводити за різними ознаками (табл. 10.2).

1. За складом кислотного залишку розглядають кислоти:

– оксигеновмісні, до складу яких входять атоми Оксигену (HNO₃, H₂SO₄, H₂CO₃) – вони уявлять собою гідрати кислотних оксидів (наприклад, кислота H₂SO₄ є гідратом кислотного оксиду SO₃);

– безоксигенові, що не містять у своєму складі атомів Оксигену (НСІ, НІ, H₂S).

2. За силою електроліту, про що можна зробити висновки, виходячи зі значень констант дисоціації (табл. 13.1), кислоти поділяють на:

– сильні, які у розведених водних розчинах повністю розпадаються на йони (HCl, HBr, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄);

– слабкі, які піддаються лише частковій дисоціації (HF, H₂S, HCN,HNO_2, H₂CO₃,H₂SiO₃).

3. За основністю. Термін «основність» виник завдяки тому, що на нейтралізацію кислоти вимагається певна кількість основ. За основністю кислоти поділяють на:

– одноосновні, до складу яких входить тільки один атом Гідрогену, здатний заміщатися на метал, наприклад: НСІ, HNO₃. До цієї ж групи належить більшість органічних кислот, які хоч і мають у своєму складі певну кількість атомів Н, але на атоми металів може заміщуватися тільки один з них, а саме той, що зв’язаний з атомом Карбону через атом Оксигену, наприклад: мурашина НСООН, оцтова СН₃СООН, стеаринова С₁₇Н₃₅СООН;

– двоосновні (H₂S, H₂SO₄);

– багатоосновні (H₃PO₄, H₃BO₃, Н₄Р₂О₇, Н₅ІО₆).

4. За окиснювальною здатністю розглядають кислоти:

– неокиснювальні, в яких невелика окиснювальна здатність зумовлюється виключно йонами Н⁺;

– окиснювальні, в яких окиснювальні властивості виявляються за рахунок кислотного залишку.

Таблиця 10.2 – Класифікація кислот за різними ознаками

КИСЛОТИ поділяються:

За складом

За силою електроліту

За основністю

За окиснювальною здатністю

Безоксигенові

НСІ, НІ, H₂S

Сильні

H₂SO₄, HNO₃, НСІ, HBr, НІ, H₂CrO₄, HClO₄, HMnO₄

Одноосновні

НСІ, HBr, HClO₄, СН₃СООН, HPO₃

Неокиснювальні

НСІ, HBr, НІ, HCN, H₃PO₄, НСООН, СН₃СООН та інші органічні кислоти

Середьої сили

H₂SO₃, HNO₂, H₃PO₄

Двохосновні

H₂SO₄, H₂SiO₃,

Оксигенвмісні

HNO₃, H₂SO₄, H₂CO₃

Слабкі

HF, H₂S, HCN,HNO_2, HClO , H₂CO₃,H₂SiO₃, НСООН, СН₃СООН та інші органічні кислоти

Триосновні

H₃PO₄, H₃BO₃

Окиснювальні

H₂SO₄, HNO₃, H₂CrO₄, HClO₄,

Багатоосновні

H₄P₂O₇, H₅ІO₆

Фізичні властивості кислот залежать від їх будови. Кислоти – молекулярні речовини. При звичайних умовах вони можуть бути рідкими (H₂SO₄, H₂SO₄) або твердими (H₃BO₃, H₂SiO₃). Між молекулами оксигеновмісних кислот утворюються водневі зв’язки. Майже всі мінеральні кислоти, за винятком силікатної H₂SiO₃, розчиняються у воді. Їх розчина мають кислий смак, руйнують рослинні та тваринні тканини. Густина, температури кипіння та плавлення кислот змінюються у широких межах.

Завдяки великій кількості кислот та їх хімічній неоднорідності за складом і природою властивості кислот поділяють на загальні, що зумовлюються наявністю в молекулі кислоти атомів Гідрогену, та специфічні, які характерні для кожної окремої кислоти. Деякі специфічні властивості кислот доцільніше розглядати при вивченні відповідних елементів, що входять до складу тієї чи іншої кислоти, однак найважливіші з них з них наведені у табл. 10.3.

Таблиця 10.3 – Загальні властивості кислот

Дія на індикатори
Лакмус	червоний
Метиловий оранжевий	Рожевий
Фенолфталеїн	Безбарвний
Стійкість до нагрівання
Безоксигенові кислоти при сильному нагріванні здатні розкладуватися на водень і неметал (приклади з H₂S і HI), слабкі оксигеновмісні кислоти – на відповідний ангідрид і воду (приклади з H₂CO₃, і H₂SiO₃). Сильні оксигеновмісні кислоти, які одночасно належать до сильних окисників, за високих температур піддаються внутрішньомолекулярним окисно-відновним реакціям (приклади з HNO₃, HMnO₄, HClO₃ ).	H₂S → H₂ + S, 2HI → H₂ + I₂, H₂CO₃ → CO₂↑ + H₂O, H₂SiO₃ → SiO₂↓ + H₂O, 4HNO₃ → 4NO₂↑ + O₂↑ + 2H₂O, 4HMnO₄ →4MnO₂↓ + 3O₂↑ + 2H₂O, 2HClO₃ → 2HCl + 3O₂↑.
Взаємодія неокиснювальних кислот з металами залежно від природи кислоти і положення металу в ряді напруг Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb 2H Cu Hg Ag Pt Au <— Зростання активності металу Зменшення активності металу →
Неокиснювальні кислоти (розведена сульфатна H₂SO₄, гідрогенгалогенідні HF, HCl, HBr, HI, фосфорна H₃PO₄, оцтова CH₃COOH та інші слабкі кислоти) діють тільки на метали, що стоять у ряді напруг до водню. При цьому виділяється вільний водень і утворюються солі. Однак, по-перше, якщо для металу характерні змінні валентності, то неокиснювальні кислоти окиснюють його мінімально (приклади з Fe і Cr). По-друге, якщо продуктом реакції металу з неокиснювальною кислотою є малорозчинна сіль, то вона покриває поверхню металу і захищає його від подальшої взаємодії (приклади з Al і Pb):	2HCl + Mg = MgCl₂ + H₂↑, 2HCl + Fe → FeCl₂ + H₂↑, H₂SO₄₍_розв_.) + Cr →CrSO₄ + H₂↑, 2H₃PO₄+2Al → 2AlPO₄↓ + 3H₂↑, H₂SO_4(розв.) + Pb → PbSO₄↓ + H₂↑.
Взаємодія окиснювальних кислот з металами Особливість дії цих кислот полягає в тому, що вони окиснюють метал без виділення водню. Однак у випадку реакції найактивніших металів (Li, Na, K, Mg) з дуже розведеними розчинами окиснювальних кислот, яка проходить надзвичайно бурхливо, водень може виділятися, але це є результатом взаємодії металу не з кислотою, а з водою, наявною у розчині кислоти. Другою особливістю концентрованих розчинів окиснювальних кислот є їх пасивуюча дія, внаслідок якої на поверхні металу, схильного до пасивації (Al, Cr, Fe, Ti), з’являється захисна плівка із малорозчинних сполук, що зберігає метал від подальшого розчинення у кислоті, тому реакція миттєво припиняється.
Концентрована сульфатна кислота, окиснювальна здатність якої виявляється за рахунок Сульфуру (+6), при взаємодії з металами залежно від їх активності, температури середовища, ступеня концентрування кислоти може відновлюватися по-різному. Малоактивні метали відновлюють H₂SO_4(конц.) до SO₂, метали середньої активності – до вільної сірки S⁰, активні метали – переважно до H₂S (приклади з Ag, Ni і Mg відповідно).	2Ag + 2H₂SO₄₍_конц.) → Ag₂SO₄ + SO₂↑ + 2H₂O, 3Ni + 4H₂SO_4(конц.) → 3NiSO₄ + S + 4H₂O, 4Mg + 5H₂SO_4(конц.) → 4MgSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O. На практиці активні метали звичайно реагують з 4H₂SO_4(конц.) утворенням суміші продуктів її відновлення, тобто паралельно протікають всі три імовірні реакції: Zn + 2H₂SO_4(конц.) → ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O, Zn + 4H₂SO_4(конц.) → 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O, 4Zn + 5H₂SO_4(конц.) → 4ZnSO₄ + H₂S↑+ 4H₂O.
Розведена нітратна кислота у реакціях із малоактивними металами (Cu, Ag, Hg, Pb) виділяє Нітроген(+2) оксид. Метали, що стоять усередині ряду напруг (Fe, Cd, Ga), можуть відновити розведену азотну кислоту до N₂O чи до вільного азоту N₂. Дуже розведена нітратна кислота взаємодіє з активними металами (Mg, Al, Zn, V, Nb) з утворенням амоніаку NH₃ (чи йона амонію NH₄⁺), який реагує з надлишком кислоти і дає нітрат амонію (приклади з Mg і Al).	3Cu + 8HNO₃₍_розв.) → 3Cu(NO₃)₂+ 2NO↑ + 4H₂O, 3Ag + 4HNO₃₍_розв.) → 3AgNO₃+ NO↑ + 2H₂O, 10Fe + 36HNO₃₍_розв.) → 10Fe(NO₃)₃+ 3N₂↑ + 18H₂O, 4Cd + 10HNO₃₍_розв.) →4Cd(NO₃)₂+ N₂O↑ + 5H₂O, 4Mg + 9HNO_3(розв.) → 4Mg(NO₃)₂+ NH₃↑+ 3H₂O, 8Al + 30HNO_3(розв.) → 8Al(NO₃)₃+ 3NH₄NO₃+ 9H₂O.
Концентрована нітратна кислота при взаємодії з металами відновлюється до Нітроген (IV) оксиду, а метал при цьому окиснюється найчастіше до максимального (чи достатньо високого) ступеня окиснення.	Cu + 4HNO_3(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑+ 2H₂O, Sn + 4HNO_3(конц.) → H₂SnO₃↓ + 4NO₂↑ + H₂O.
Відношення до оксидів
З основними і амфотерними оксидами кислоти утворюють середні солі. Однак є приклад реакції взаємодії кислоти (HNO₃) з кислотним оксидом (P₂O₅), яка забов’язана спеціфічною властивостю даного оксиду – його гігроскопічністю, тобто здатністю поглинати воду, навіть витягуючи її з інших сполук.	H₂SO₄ + CuO → CuSO₄ + H₂O, 2HCl + ZnO → ZnCl₂ + H₂O, однак: 6HNO₃+ P₂O₅ →2H₃PO₄+ 3N₂O₅↓.
Реакції з основами
Кислоти вступають з основами в реакцію нейтралізації	KOH + HCl → KCl + H₂O
Особливості взаємодії багатоосновних кислот з лугами полягають у можливісті утворювання середніх і кислих солей	H₃AsO₄ + 3KOH → K₃AsO₄ + 3H₂O, H₃AsO₄ + 2KOH → K₂HAsO₄ + 2H₂O, H₃AsO₄ + KOH → KH₂AsO₄ + H₂O
Взаємодія з солями
Кислоти реагують з солями, якщо внаслідок реакції випадає осад (приклади з H₂SO₄), виділяється газ (приклад з HNO₃) чи утворюється слабкий електроліт (приклад з HCl)	H₂SO₄ + K₂SiO₃ → H₂SiO₃↓ + K₂SO₄, H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2HCl, 2HNO₃ + CaCO₃→ Ca(NO₃)₂ + CO₂ + H₂O, HCl + NaNO₂ → HNO₂ + NaCl
З кислими солями	NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂ + H₂O, Na₂HPO₄ + H₃PO₄ → 2NaH₂PO₄
З основними	Al(OH)₂Cl + 2HCl → AlCl₃ + 2H₂O
З комплексними солями, що містять гідроксильну групу ОН^–	Na₂[Zn(OH)₄] +2H₂SO₄ → ZnSO₄ + Na₂SO₄ + 4H₂O, Na₃[Al(OH)₆] + 6HCl → AlCl₃ + 3NaCl + 6H₂O
Взаємодія з бінарними сполуками
З амоніаком неокиснювальні кислоти вступають у реакції сполучення, а окиснювальні – в окисно-відновні реакції, оскільки атоми Нітрогену в виявляють відновні властивості завдяки мінімальному ступеню окиснення –3.	NH₃+ HCl → NH₄Cl, 2NH₃+ H₂SO_4(розв.) → (NH₄)₂SO₄, однак: 2N^-3H₃ + 3H₂S⁺⁶O₄(конц.) → N⁰₂+3S⁺⁴O₂, + 6H₂O, 5N^–3H₃ + 3HN⁺⁵O₃(конц.) → 4N₂⁰ + 9H₂O
З пероксидами неокиснювальні кислоти дають Гідроген пероксид, а окиснювальні виділяють вільний кисень. Однак безоксигенові кислоти, які виявляють відновні властивості (HBr, HI, H₂S), можуть відновлювати пероксидні атоми Оксигену.	Обмінна реакція: Na₂O₂ + 2HCl →2NaCl + H₂O₂. Окиснювання пероксиду: 3Na₂O^–1₂ + 4H₂S⁺⁶O₄(конц.) →3Na₂SO₄ +3O⁰₂ + S⁰ + 4H₂O. Відновлювання пероксиду: 3Na₂O^–1₂ + HI^–1+ 3H₂O → HI⁺⁵O₃ + 6NaOH.
З карбідами проводять реакції тільки за участю дуже розведених неокиснювальних кислот (для запобігання вибуху), при цьому залежно від природи карбіду може виділятися метан або ацетилен.	Al₄C₃ + 12HCl → 4AlCl₃↓ + 3CH₄↑, Be₂C + 4HCl → 2BeCl₂ + CH₄↑, Na₂C₂ + 2HCl → 2NaCl + C₂H₂↑, CaC₂ + 2HCl → CaCl₂ + C₂H₂↑.

Для кожної кислоти, яка має промислове значення, розроблені свої способи добування, що звичйно складаються з декількох технологічних стадій. Однак корисно знати й лабораторні способи одержання кислот (табл. 10.4).

Таблиця 10.4 – Способи одержання кислот

Гідратація кислотних оксидів
Більшість оксигеновмісних кислот добувають під час взаємодії кислотних оксидів з водою. Нагадаємо, що оксид NO₂є ангідридом одночасно двох кислот.	SO₃ + H₂O → H₂SO₄, N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃, 4NO₂ + О₂ + 2H₂O → 4HNO₃ однак: 2NO₂ + H₂O → HNO₂ + HNO₃.
Обмінна реакція солі з іншою кислотою
Якщо такі оксиди нерозчинні у воді, то відповідні їм кислоти добувають непрямим шляхом, а саме: дією іншої кислоти ( найчастіше сульфатної) на відповідну сіль	Na₂SiO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃↓, FeS + H₂SO₄₍_розв.) → FeSO₄ + H₂S, AgNO₃ + HCl → HNO₃ + AgCl↓, CuSO₄ + H₂S → H₂SO₄ + CuS↓
Взаємодія неметалів з воднем
Такими є Безоксигенові кислоти HF, HCl, HBr, HI, H₂S добувають шляхом сполучення водню з неметалом з наступним розчиненням водневої сполуки у воді.	Н₂ + СІ₂ → 2HCI, Н₂ + S → H₂S
Взаємодією активних неметалів з водою
Найчастіше це реакція з хлором чи бромом, внаслідок якої утворюється суміш кислот	Cl₂ + H₂O → HCl + HClO
Гідроліз деяких бінарних сполук неметалів
З цією метою використовують галогеніди Фосфору (ІІ) чи Фосфору (V)	PCl₅ + 4H₂O→H₃PO₄ + 5HCl, PI₃ + 3H₂O→H₃PO₃ + 3HI
Окисно-відновні реакції
Наведені у цьому пункті рівняння реакцій не мають практичного значення – вони цікаві лише як можливість одержання кислот різними методами	3P⁰ + 5HN⁺⁵O₃ + 2H2O → 3H₃P⁺⁵O₄ + 5N+2O, 2S⁺⁴O₂ + O⁰₂ + 2H₂O → 2H₂S⁺⁶O^–2₄.

Найбільше значення має сульфатна кислота. Її використовують для одержання солей, інших кислот, мінеральних добрив, пластмас, штучного волокна, ліків та інших речовин. Виробництво сульфатної кислоти визначає рівень розвитку хімічної промисловості. Найважливішими кислотами є також хлоридна (соляна) НСІ і нітратна (азотна) HNO₃. вони використовуються для одержання солей, ліків, мінеральних добрив, багатьох органічних речовин.

Приклад 1. Наведіть тривіальні назви таки кислот: Н₃AsО₃, Н₂S₂O₃, НNO₃, CH₃COOH, НСІ, НMnО₄, Н₃РО₄, Н₂S, HCN, HClO,H₃BO₃, HBr, H₂CO₃, H₂SiO₃і складіть формули оксидів, що їм відповідають. Розподіліть їх за типами на оксигеновмісні, безоксигенові, одноосновні, двохосновні, багатоосновні.

Розв’язок: Відповідь на запропоновані питання наведемо у вигляді таблиці:

Формула кислоти	Тривіальна назва кислоти	Формула відповідного оксиду	Тип кислоти
Безоксигенові
НСІ	Соляна	Безоксигенові кислоти не мають ангідридів	Одноосновні
HBr	Бромоводнева
HCN	Синільна
Н₂S	Сірководнева		Двохосновна
Оксигенвмісні
CH₃COOH	Оцтова	Оксиду не існує	Одноосновні
НNO₃	Азотна	N₂O₅, NO₂
HMnO₄	Марганцева	Mn₂O₇
HClO	Хлорноватиста	Cl₂O
H₂SiO₃	Кремнієва	SiO₂	Двохосновні
Н₂S₂O₃,	Тіосульфатна	Оксиду не існує
H₂CO₃	Вугільна	CO₂
Н₃РО₄,	Ортофосфорна	P₂O₅
Н₃AsО₃	Миш’яковиста	As₂O₃	Триосновні
H₃BO₃	Борна	B₂O₃	Триосновні

Приклад 2. Які з перелічених сполук реагують з розведеним розчином сульфатної кислоти: NaCl, Zn, Al₂O₃, P₂O₅, CO, Na₂HPO₄, (CuOH)₂CO₃, BaCl₂, CO₂, Mg(ОН)₂, NH₃, Cr(OH)₃, НNO₃, CaО? Складіть рівняння відповідних реакцій.

Розв’язок: У взаємодію з сульфатною кислотою серед перелічених сполук не будуть вступати кислотні (P₂O₅ і CO₂) і несолетворні оксиди (СО), нітратна кислота НNO₃ і сіль NaCl, оскільки при такій реакції не забезпечується умова необоротності.

1) Розведена H₂SO₄взаємодіє з цинком, оскільки цей метал у ряді напруг стоїть до водню:

H₂SO_4(розв.)+ Zn → ZnSO₄ + H₂;

2) Розведена H₂SO₄взаємодіє з основними і амфотерними оксидами:

H₂SO₄ + CaO → CaSO₄ + H₂O,

3H₂SO₄ + Al₂O₃ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O,

3) Розведена H₂SO₄вступає у реакцію нейтралізації з основами, у тому числі й з амфотерними:

H₂SO₄ + Mg(ОН)₂, → MgSO₄ + H₂O,

H₂SO₄ + Cr(ОН)₃→ Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂O;

4) Розведена H₂SO₄взаємодіє з кислими, основними і середніми солями за умовою утворення газу, осаду чи малодисоційованої сполуки:

H₂SO₄ + Na₂HPO₄→Na₂SO₄ + H₃PO₄,

H₂SO₄ + (CuOH)₂CO₃ →2CuSO₄+ CO₂ + 2H₂O,

H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄+ 2HCl;

5) Розведена H₂SO₄з амоніаком вступає в реакцію сполучення, утворюючи сіль:

H₂SO₄ + 2NH₃  (NH₄)₂SO₄.

Приклад 3. Які з перелічених металів реагують з хлоридною кислотою: Mg, Cu, Fe, AI, Hg, Ca? Складіть рівняння відповідних реакцій.

Розв’язок: Хлоридна кислота виявляє окиснювальну здатність тільки за рахунок йона Н⁺, тому буде реагувати виключно з тими металами, що у ряді напруг розміщуються до водню. Отже, реакція з малоактивними металами Cu і Hg неможлива. З рештою металів взаємодія проходить відповідно до рівнянь реакцій:

2HCl+ Mg → MgCl₂ + H₂;
2HCl+ Fe → FeCl₂ + H₂;
6HCl+ 2Al → 2AlCl₃ + 3H₂;
2HCl+ Ca → CaCl₂ + H₂.
Приклад 4. Який об’єм розчину з масовою часткою сульфатної кислоти 20 % і густиною 1,143 г/мл необхідно взяти для нейтралізації розчину Натрій гідроксиду масою 100г з масовою часткою NaOH 40 %? Обчисліть масу солі, що утворилась.

Розв’язок: Взаємодія проходить згідно з рівнянням

2NaOH + H₂SO₄  Na₂SO₄ + 2H₂O

Знайдемо масу і кількість речовини NaOH:

m(NaOH) = ω ^.m_{розчину} / 100% = 40 ^. 100 / 100 = 40

υ(NaOH) = m / M = 40 / 40 = 1моль.

З співставлення кофіцієнтів у рівнянні реакції можна стверджувати, що кількість речовини сульфатної кислоти вдвічі менша, ніж кількість речовини Натрій гідроксиду:

υ(H₂SO₄) = 1/2υ(NaOH) = 1/2 ^. 1моль = 0,5 моль.

Обчислимо масу сульфатної кислоти і масу її 20% розчину:

m(H₂SO₄) = υ(H₂SO₄) ^. М(H₂SO₄) = 0,5 ^. 98 = 49г,

m_{розчину} = m(HCl) ^.100% / ω = 196 ^. 100 / 20 = 98г.

Кількість речовини Na₂SO₄, що утворилася внаслідок реакції дорівнює:

υ(Na₂SO₄) = υ(H₂SO₄) = 0,5моль,

а маса солі:

m (Na₂SO₄) = υ(Na₂SO₄) ^. М(Na₂SO₄) = 0,5 ^. 142 = 71г.

Підготовчі курси з хімії

Тема 8-11 Класи неорганічних речовин

Тема 10

КИСЛОТИ

10.1 Класифікація та номенклатура кислот

10.2 Фізичні властивості кислот

10.3 Хімічні властивості кислот

10.4 Одержання і застосування кислот

10.5 Практична частина