Кислоты: получение и свойства

Лимон, уксус, кислое яблоко, газировка, желудочный сок, муравьиный укус, аккумулятор автомобиля — во всём этом есть кислоты. Слово «кислота» произошло от вкуса: и русское «кислый», и латинское acidus означают одно и то же. Но химику вкус не помощник — пробовать вещества нельзя. Химик узнаёт кислоту по составу и реакциям: она меняет цвет индикаторов, растворяет многие металлы с выделением водорода, реагирует с основаниями, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Почему кислоты ведут себя одинаково, чем сильные отличаются от слабых, как кислоты получают в лаборатории и на заводе и какие из них умеют больше остальных — об этом статья.

План: что такое кислота и как менялось это понятие → классификация и названия → строение молекул → диссоциация и сила кислот → индикаторы → получение кислот → общие химические свойства → особые свойства серной, азотной, соляной, плавиковой и других кислот → органические кислоты → качественные реакции → кислоты в природе и в нашем организме → безопасность → кислоты на ОГЭ и ЕГЭ → раздел для олимпиад → задания с разбором.

• 1. Что такое кислота
• 2. Классификация кислот
• 3. Названия кислот и кислотных остатков
• 4. Строение молекул кислот
• 5. Диссоциация и сила кислот
• 6. Индикаторы
• 7. Получение кислот
• 8. Общие химические свойства кислот
• 9. Особые свойства отдельных кислот
• 10. Органические кислоты
• 11. Качественные реакции на кислотные остатки
• 12. Кислоты в природе и в организме
• 13. Как обращаться с кислотами
• 14. Кислоты на ОГЭ и ЕГЭ
• 15. Для олимпиад
• Задания с разбором
• Литература

1. Что такое кислота

Первым научным признаком кислоты стал цвет. В 1664 году ирландский химик Роберт Бойль описал, что кислоты окрашивают в красный цвет синий растительный сок фиалок, а щёлочи — в зелёный, и предложил отличать кислоты именно так [1]. Так появились индикаторы.

Через сто лет Антуан Лавуазье решил, что «кислотность» вещества создаёт кислород: серная, азотная, фосфорная, угольная кислоты содержат кислород и получаются из оксидов. Поэтому новый элемент он назвал oxygène — «рождающий кислоты»; русское «кислород» — прямой перевод этого названия [2]. Но Лавуазье ошибся. В 1810 году Гемфри Дэви доказал, что в соляной кислоте кислорода нет: это соединение водорода с хлором, который оказался простым веществом, а не «окисленной соляной кислотой», как думали раньше [3]. Следующий шаг сделал в 1838 году Юстус Либих: общее у всех кислот — водород, который можно заместить металлом [4].

Определение, которое изучают в школе, дал шведский химик Сванте Аррениус в теории электролитической диссоциации (1887 год, Нобелевская премия 1903 года) [5]:

Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации в водном растворе образуют катионы водорода H⁺ и никаких других катионов не образуют.

HCl = H⁺ + Cl⁻

HNO₃ = H⁺ + NO₃⁻

Свободных протонов H⁺ в воде на самом деле нет: протон сразу присоединяется к молекуле воды, образуя ион гидроксония H₃O⁺ (а тот ещё и окружён несколькими молекулами воды). Запись H⁺ — удобное сокращение:

HCl + H₂O = H₃O⁺ + Cl⁻

Отсюда и общее определение, которое используют в школьном курсе: кислоты — сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков. Кислотный остаток — часть молекулы без «кислотных» атомов водорода: Cl в HCl, SO₄ в H₂SO₄, PO₄ в H₃PO₄. В 1923 году датчанин Йоханнес Брёнстед и англичанин Томас Лоури независимо предложили более широкое определение: кислота — частица, которая отдаёт протон другой частице [6]. О нём и об определении Льюиса — в разделе для олимпиад.

2. Классификация кислот

Кислоты делят по нескольким признакам [7].

По наличию кислорода:

• бескислородные — HF, HCl, HBr, HI, H₂S (растворы галогеноводородов и сероводорода в воде);
• кислородсодержащие (оксокислоты) — H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄, H₂CO₃, H₂SiO₃, HClO₄ и многие другие.

По основности — по числу атомов водорода, которые могут замещаться на металл:

• одноосновные — HCl, HNO₃, HNO₂, CH₃COOH;
• двухосновные — H₂SO₄, H₂SO₃, H₂S, H₂CO₃, H₂SiO₃;
• трёхосновные — H₃PO₄.

Осторожно: основность не всегда равна числу атомов водорода в формуле. В уксусной кислоте CH₃COOH четыре атома водорода, но металлом замещается только один — водород группы COOH. В фосфористой кислоте H₃PO₃ три атома водорода, но она двухосновная: один атом водорода связан прямо с фосфором и кислотным не является (раздел 4). А фосфорноватистая кислота H₃PO₂ вообще одноосновная.

По силе — по тому, насколько полно кислота диссоциирует в растворе (раздел 5):

• сильные — HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HClO₃, HMnO₄;
• слабые — HF, H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃, HNO₂, H₂SiO₃, CH₃COOH, HClO; фосфорную кислоту H₃PO₄ часто называют кислотой средней силы.

По устойчивости: угольная H₂CO₃ и сернистая H₂SO₃ кислоты неустойчивы и существуют только в разбавленных растворах; поэтому в уравнениях реакций их сразу записывают как оксид и воду. По летучести: HCl, HNO₃, H₂S летучие, H₂SO₄ и H₃PO₄ — нелетучие. По растворимости: почти все кислоты растворимы в воде, кроме кремниевой H₂SiO₃ — она выпадает студенистым осадком.

3. Названия кислот и кислотных остатков

Названия бескислородных кислот образуют от названия неметалла с окончанием «-водородная»: HCl — хлороводородная (соляная), HF — фтороводородная (плавиковая), H₂S — сероводородная. У кислородсодержащих кислот название зависит от степени окисления центрального атома: высшей или близкой к ней соответствует окончание «-ная» или «-вая» (серная H₂SO₄, азотная HNO₃), более низкой — «-истая» (сернистая H₂SO₃, азотистая HNO₂). Названия солей образуют от названия кислотного остатка.

У многих кислот есть старые «аптекарские» названия, по которым видно, как их получали. Серную кислоту называли купоросным маслом: её добывали прокаливанием железного купороса FeSO₄·7H₂O, и густая маслянистая жидкость стекала в приёмник. Азотная кислота была «крепкой водкой» (aqua fortis) — ею ювелиры отделяли серебро от золота. Соляную кислоту Иоганн Рудольф Глаубер в XVII веке получал из поваренной соли и серной кислоты и назвал «соляным спиртом» — отсюда русское «соляная» [2].

4. Строение молекул кислот

В молекулах кислородсодержащих кислот кислотные атомы водорода всегда связаны с атомами кислорода, а те — с центральным атомом: H–O–Э. Связь O–H сильно полярна, и в воде протон «уходит» к молекуле воды. Кроме групп O–H, у центрального атома бывают атомы кислорода без водорода. Ниже структурные формулы записаны по правилу октета: у атомов серы, фосфора, хлора и азота не больше четырёх электронных пар, а там, где «не хватает» связей, стоят формальные заряды [8, 9].

серная кислота H₂SO₄

азотная кислота HNO₃

фосфорная кислота H₃PO₄

угольная кислота H₂CO₃

хлорная кислота HClO₄

Структурные формулы объясняют, почему фосфористая кислота H₃PO₃ двухосновная: из трёх атомов водорода только два связаны с кислородом, а третий — непосредственно с фосфором. Связь P–H почти неполярна, и этот водород протоном не отщепляется. У уксусной кислоты кислотный — только водород карбоксильной группы –COOH.

фосфористая кислота H₃PO₃ — двухосновная

уксусная кислота CH₃COOH — одноосновная

сернистая кислота H₂SO₃

хлорноватистая кислота HClO

Строение подсказывает и силу кислоты. Чем больше у центрального атома атомов кислорода без водорода, тем сильнее они оттягивают электроны от связей O–H и тем легче отщепляется протон. Поэтому в ряду хлорноватистая HClO — хлористая HClO₂ — хлорноватая HClO₃ — хлорная HClO₄ сила кислот резко растёт: HClO — слабая кислота, а HClO₄ — одна из сильнейших. Так же азотистая кислота HNO₂ слабее азотной, сернистая — серной. Американский химик Лайнус Полинг даже вывел из этого простое правило для оценки силы оксокислот (раздел 15).

5. Диссоциация и сила кислот

Сильные кислоты в разбавленном растворе диссоциируют практически нацело — молекул в растворе почти не остаётся. Уравнение диссоциации пишут со знаком равенства или одной стрелкой. Слабые кислоты диссоциируют частично, устанавливается равновесие, и в растворе одновременно есть молекулы и ионы; пишут знак обратимости:

HNO₃ = H⁺ + NO₃⁻

HF ⇄ H⁺ + F⁻

CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO⁻

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато: протоны отщепляются по одному, и каждый следующий — труднее предыдущего, ведь ему приходится отрываться от всё более отрицательно заряженного иона. Для фосфорной кислоты константы ступеней различаются почти в сто тысяч раз каждая (K₁ = 7·10⁻³, K₂ = 6·10⁻⁸, K₃ = 4·10⁻¹³), поэтому в её растворе ионов PO₄³⁻ почти нет:

H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄⁻

H₂PO₄⁻ ⇄ H⁺ + HPO₄²⁻

HPO₄²⁻ ⇄ H⁺ + PO₄³⁻

Серная кислота по первой ступени — сильная, по второй — средней силы. На ЕГЭ условились считать, что она диссоциирует сразу на H⁺ и SO₄²⁻; а гидросульфат-ион в ионных уравнениях записывают как H⁺ + SO₄²⁻ [10]:

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄²⁻

H₂S ⇄ H⁺ + HS⁻

HS⁻ ⇄ H⁺ + S²⁻

Кислотность раствора измеряют водородным показателем pH — отрицательным десятичным логарифмом концентрации ионов водорода: pH = −lg[H⁺]. Шкалу pH предложил в 1909 году датский химик Сёрен Сёренсен, работавший в лаборатории пивоваренной компании «Карлсберг»: ему нужно было точно описывать кислотность сусла и белковых растворов [11]. В нейтральной воде при 25 °C pH = 7, в кислых растворах меньше 7, в щелочных больше. Уменьшение pH на единицу означает, что ионов водорода стало в 10 раз больше. Например, в 0,01 М растворе соляной кислоты [H⁺] = 10⁻² моль/л и pH = 2, а в 0,1 М растворе слабой уксусной кислоты — около 2,9, потому что продиссоциировала лишь примерно 1 % молекул.

Почему фтороводородная кислота слабая, а соляная, бромоводородная и иодоводородная — сильные? Казалось бы, фтор самый электроотрицательный и связь H–F самая полярная. Но она и самая прочная (около 570 кДж/моль против 432 у H–Cl и 298 у H–I), а маленький ион F⁻ прочно удерживает протон водородными связями. Поэтому сила галогеноводородных кислот растёт сверху вниз по группе: HF ≪ HCl < HBr < HI. Иодоводородная — самая сильная из них.

Сила кислот определяет, какая кислота вытеснит другую из соли. Ряд по убыванию силы, полезный для решения задач:

HI > HBr > HCl ≈ H₂SO₄ ≈ HNO₃ > H₃PO₄ > HF > HNO₂ > CH₃COOH > H₂CO₃ > H₂S > H₂SiO₃

Сильные кислоты в воде «уравниваются»: все они отдают протон воде полностью, и раствор HCl той же концентрации, что и раствор HClO₄, имеет тот же pH. Различить их силу можно только в растворителях, которые хуже принимают протон, — об этом в разделе для олимпиад.

6. Индикаторы

Индикатор — вещество, которое меняет цвет в зависимости от кислотности среды. Это слабые органические кислоты или основания, у которых молекула и ион окрашены по-разному. Самые известные индикаторы школьной лаборатории:

Лакмус — смесь красителей из лишайников; им пользовались ещё средневековые алхимики, а лакмусовую бумагу ввели в XIX веке. Метиловый оранжевый — синтетический азокраситель. Фенолфталеин синтезировал в 1871 году Адольф фон Байер; почти сто лет он продавался в аптеках как слабительное «пурген» и лишь в 1990-х годах его сняли с продажи из-за подозрений в канцерогенности [12]. Природный индикатор найдётся на любой кухне: сок краснокочанной капусты содержит антоцианы, которые в кислоте краснеют, в нейтральной среде становятся фиолетовыми, а в щелочной — синими, зелёными и даже жёлтыми.

Важное правило: фенолфталеин в кислой и нейтральной среде бесцветен, поэтому им нельзя «увидеть» кислоту — только щёлочь. А индикатор с переходом в нужной области pH выбирают при титровании: так, слабую уксусную кислоту титруют щёлочью с фенолфталеином, а соду соляной кислотой — с метиловым оранжевым.

7. Получение кислот

Кислотный оксид + вода

Так получают большинство кислородсодержащих кислот. Кислотный оксид — ангидрид («безводная форма») соответствующей кислоты; степень окисления центрального атома в оксиде и кислоте одинакова:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

P₂O₅ + 3H₂O t° 2H₃PO₄

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃

Cl₂O₇ + H₂O = 2HClO₄

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄

CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃

SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃

Оксид фосфора(V) так жадно поглощает воду, что его используют для осушки газов; с холодной водой он даёт метафосфорную кислоту HPO₃, с горячей — ортофосфорную. Оксид кремния(IV) с водой не реагирует, и кремниевую кислоту получают из силикатов (см. ниже). Оксид азота(IV) — не ангидрид какой-то одной кислоты: с водой он даёт сразу две, азотную и азотистую, а в присутствии кислорода — только азотную:

2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

3NO₂ + H₂O t° 2HNO₃ + NO

Неметалл + водород → газ → раствор в воде

Бескислородные кислоты получают растворением в воде водородных соединений неметаллов, а сами эти газы — синтезом из простых веществ. Смесь водорода с хлором на свету взрывается; в промышленности водород спокойно сжигают в струе хлора в специальных горелках:

H₂ + Cl₂ hν 2HCl

H₂ + Br₂ t° 2HBr

H₂ + S t° H₂S

H₂ + F₂ = 2HF

Хлороводород растворяется в воде очень хорошо: при 20 °C в одном объёме воды — около 450 объёмов газа. Если перевернуть колбу с хлороводородом и опустить горлышко в воду, вода с силой влетает в колбу фонтаном — классический опыт «фонтан». Концентрированная соляная кислота содержит около 36–38 % HCl и «дымит» на воздухе: выходящий хлороводород образует с влагой воздуха капельки тумана.

Соль + более сильная (или нелетучая) кислота

Сильная кислота вытесняет более слабую из её соли, а нелетучая — летучую. Так Глаубер получал «соляной спирт» и «азотный спирт», нагревая соли с серной кислотой; так и сейчас получают хлороводород в лаборатории [2]:

NaCl + H₂SO₄ t° NaHSO₄ + HCl

2NaCl + H₂SO₄ t° Na₂SO₄ + 2HCl

NaNO₃ + H₂SO₄ t° NaHSO₄ + HNO₃

CaF₂ + H₂SO₄ t° CaSO₄ + 2HF

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2NaCl

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2H₃PO₄

CH₃COONa + H₂SO₄ = CH₃COOH + NaHSO₄

Плавиковую кислоту в 1771 году получил шведский аптекарь Карл Вильгельм Шееле, нагревая плавиковый шпат (флюорит CaF₂) с серной кислотой; стеклянная реторта при этом разъедалась изнутри. Само слово «плавиковая» — от плавикового шпата, который металлурги добавляли в руду для лёгкой плавки. Последняя реакция — разложение фосфоритов серной кислотой — основной способ получения фосфорной кислоты для удобрений: так её производят десятки миллионов тонн в год.

Бромоводород и иодоводород так получить нельзя: концентрированная серная кислота окисляет их до брома и иода (раздел 9). Их получают гидролизом галогенидов фосфора, а иодоводородную кислоту — ещё и восстановлением иода сероводородом:

PBr₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HBr

PI₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HI

I₂ + H₂S = 2HI + S

PCl₅ + 4H₂O = H₃PO₄ + 5HCl

Окислительно-восстановительные реакции

Многие кислоты получают окислением неметаллов или их соединений. Концентрированная азотная кислота окисляет фосфор, серу и иод до высших кислот; бромная вода окисляет сернистый газ до серной кислоты; хлор с водой даёт сразу две кислоты:

P + 5HNO₃ t° H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

S + 6HNO₃ t° H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

I₂ + 10HNO₃ t° 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O

SO₂ + Br₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HBr

Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl

Как кислоты получают в промышленности

Серная кислота — самый массовый продукт химической промышленности: в мире её производят около 270 миллионов тонн в год [13]. В XIX веке говорили, что о промышленной мощи страны можно судить по тому, сколько серной кислоты она потребляет. Её получали сначала в «свинцовых камерах» (способ Джона Робака, 1746), где оксид серы(IV) окислялся оксидами азота, а с начала XX века — контактным способом: сжигают серу или обжигают пирит, окисляют SO₂ на катализаторе из оксида ванадия(V) и поглощают SO₃ концентрированной серной кислотой:

S + O₂ t° SO₂

4FeS₂ + 11O₂ t° 2Fe₂O₃ + 8SO₂

2SO₂ + O₂ V₂O₅, t° 2SO₃

SO₃ + H₂SO₄ = H₂S₂O₇

H₂S₂O₇ + H₂O = 2H₂SO₄

Поглощают оксид серы(VI) не водой, а серной кислотой потому, что с водой он даёт густой туман из мельчайших капель кислоты, который почти не улавливается. Раствор SO₃ в серной кислоте называют олеумом.

Азотную кислоту получают каталитическим окислением аммиака по способу Вильгельма Оствальда (1902 год; Нобелевская премия 1909 года — за работы по катализу). Аммиак, в свою очередь, синтезируют из азота воздуха по способу Габера — Боша, так что азотная кислота делается фактически из воздуха и воды [13]:

4NH₃ + 5O₂ Pt, t° 4NO + 6H₂O

2NO + O₂ = 2NO₂

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

Фосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным (фосфорит и серная кислота, см. выше) и термическим — из чистого фосфора, который выплавляют из фосфорита с песком и углём в электропечи, сжигают и растворяют оксид в воде:

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C t° 3CaSiO₃ + 2P + 5CO

4P + 5O₂ t° P₄O₁₀

P₄O₁₀ + 6H₂O = 4H₃PO₄

Соляную кислоту получают, сжигая водород в хлоре и растворяя хлороводород в воде, а также как побочный продукт хлорирования органических веществ. Уксусную кислоту сегодня почти всю делают из метанола и угарного газа на родиевом или иридиевом катализаторе:

CH₃OH + CO кат. CH₃COOH

8. Общие химические свойства кислот

Общие свойства кислот определяются ионами водорода H⁺, которые образуются при диссоциации. Поэтому разбавленные растворы разных кислот ведут себя похоже, а ионное уравнение часто одно и то же для многих реакций [9, 7].

1. Изменяют окраску индикаторов

Лакмус краснеет, метиловый оранжевый становится розово-красным, фенолфталеин остаётся бесцветным (раздел 6). Нерастворимая кремниевая кислота индикатор не окрашивает.

2. Реагируют с металлами

Разбавленные кислоты (кроме азотной) реагируют с металлами, стоящими в ряду активности левее водорода; образуются соль и водород. Ряд активности составил в 1865 году русский химик Николай Николаевич Бекетов, назвав его «вытеснительным рядом» [14]:

Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂

2Al + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂

Mn + 2HCl = MnCl₂ + H₂

Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂

Здесь три ловушки. Во-первых, железо с соляной и разбавленной серной кислотой даёт соли железа(II), а не железа(III): ион водорода — слабый окислитель и не может отнять у железа третий электрон; так же ведут себя хром и марганец. Во-вторых, свинец почти не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах: его поверхность покрывается нерастворимыми PbCl₂ и PbSO₄. На этом основан свинцовый аккумулятор, работающий в серной кислоте. В-третьих, азотная кислота любой концентрации и концентрированная серная водорода с металлами не выделяют — окислителем в них служат азот +5 и сера +6 (раздел 9). Металлы правее водорода (медь, серебро, ртуть, золото) с разбавленными кислотами-неокислителями не реагируют: медная монетка в соляной кислоте остаётся блестящей.

Щелочные и щёлочноземельные металлы в растворах кислот реагируют прежде всего с водой, а для лития, натрия и калия опыты с кислотами просто опасны — реакция идёт со взрывом.

3. Реагируют с основными и амфотерными оксидами

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

MgO + 2HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + H₂O

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

Al₂O₃ + 6HNO₃ = 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O

Реакция с оксидом железа(III) — основа травления: перед покраской или оцинковкой стальные листы опускают в соляную или серную кислоту, чтобы снять ржавчину и окалину. Чёрный оксид меди(II) в серной кислоте растворяется, и раствор становится голубым — так в школьной лаборатории получают медный купорос.

4. Реагируют с основаниями (реакция нейтрализации)

Кислота и основание образуют соль и воду; в ионном виде это всегда взаимодействие ионов водорода с гидроксид-ионами, если оба электролита сильные и соль растворима:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

Fe(OH)₃ + 3HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2H₂O

Многоосновные кислоты при недостатке щёлочи образуют кислые соли — в них не все атомы водорода замещены металлом. Какая соль получится, зависит от соотношения веществ:

NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O

H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O

H₃PO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O

H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O

NaH₂PO₄ + 2NaOH = Na₃PO₄ + 2H₂O

С аммиаком кислоты образуют соли аммония. Если поставить рядом открытые склянки с концентрированными соляной кислотой и раствором аммиака, между ними появится белый «дым без огня» — мельчайшие кристаллики хлорида аммония. В фосфорной кислоте аммиак даёт аммофос — одно из главных удобрений:

NH₃ + HCl = NH₄Cl

NH₃ + H₃PO₄ = NH₄H₂PO₄

2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

5. Реагируют с солями

Реакция кислоты с солью идёт, если образуется осадок, газ или более слабая кислота (правило Бертолле для обменных реакций):

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂ + H₂O

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂ + H₂O

Na₂S + 2HCl = 2NaCl + H₂S

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

Pb(NO₃)₂ + H₂SO₄ = PbSO₄ + 2HNO₃

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = H₂SiO₃ + Na₂SO₄

2CH₃COONa + H₂SO₄ = 2CH₃COOH + Na₂SO₄

Реакция карбоната кальция с кислотой знакома каждому, кто снимал накипь с чайника лимонной кислотой или видел, как «шипит» мел в уксусе. Ею же объясняется разрушение мраморных памятников под кислотными дождями. Если кислоты мало, карбонат превращается сначала в гидрокарбонат:

Na₂CO₃ + HCl = NaHCO₃ + NaCl

NaHCO₃ + HCl = NaCl + CO₂ + H₂O

Есть и знаменитое исключение из правила «слабая кислота не вытесняет сильную». Сероводород — очень слабая кислота, но с растворами солей меди, свинца и серебра он реагирует, вытесняя серную или азотную кислоту: сульфиды этих металлов настолько нерастворимы, что не растворяются даже в образовавшейся сильной кислоте. Подробно об этом — в статье «Сульфиды металлов и кислоты»:

CuSO₄ + H₂S = CuS + H₂SO₄

Pb(NO₃)₂ + H₂S = PbS + 2HNO₃

6. Разлагаются при нагревании

Неустойчивые кислоты разлагаются уже при обычных условиях, остальные — при нагревании. Азотная кислота разлагается даже на свету: поэтому её хранят в тёмных склянках, а «старая» кислота желтеет от растворённого оксида азота(IV):

H₂CO₃ = CO₂ + H₂O

H₂SO₃ = SO₂ + H₂O

H₂SiO₃ t° SiO₂ + H₂O

4HNO₃ hν 4NO₂ + O₂ + 2H₂O

2H₃PO₄ t° H₄P₂O₇ + H₂O

3HNO₂ = HNO₃ + 2NO + H₂O

9. Особые свойства отдельных кислот

Кроме общих свойств, у некоторых кислот есть «личные»: их кислотный остаток сам может быть окислителем или восстановителем. Такие кислоты называют кислотами-окислителями — это концентрированная серная и азотная любой концентрации.

Концентрированная серная кислота

Концентрированная (более 90 %) серная кислота — тяжёлая (1,84 г/см³) маслянистая жидкость, которая жадно поглощает воду с выделением большого количества тепла. Поэтому её разбавляют только так: кислоту льют в воду, тонкой струйкой, при перемешивании. Если лить воду в кислоту, вода, будучи легче, остаётся сверху, мгновенно вскипает и разбрызгивает кислоту.

Водоотнимающее действие серной кислоты видно в эффектном опыте: сахар, политый концентрированной кислотой, чернеет, вспухает и превращается в пористый «уголь», от которого валит пар. Кислота отнимает у сахарозы элементы воды, а часть углерода ещё и окисляется:

C₁₂H₂₂O₁₁ H₂SO₄(конц.) 12C + 11H₂O

C + 2H₂SO₄ t° CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

Окислителем в концентрированной серной кислоте служит сера +6. Она окисляет металлы правее водорода (медь, серебро, ртуть), неметаллы (углерод, серу, фосфор), бромоводород и иодоводород. Водород при этом не выделяется. Продукт восстановления серы зависит от активности восстановителя: малоактивные металлы восстанавливают её до SO₂, активные — до S или H₂S (подробно — в статье «Сера и её соединения»):

Cu + 2H₂SO₄ t° CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

2Ag + 2H₂SO₄ t° Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

8Na + 5H₂SO₄ = 4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O

S + 2H₂SO₄ t° 3SO₂ + 2H₂O

2P + 5H₂SO₄ t° 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O

2HBr + H₂SO₄ = Br₂ + SO₂ + 2H₂O

8HI + H₂SO₄ = 4I₂ + H₂S + 4H₂O

2NaBr + 2H₂SO₄ t° Na₂SO₄ + Br₂ + SO₂ + 2H₂O

8NaI + 5H₂SO₄ = 4Na₂SO₄ + 4I₂ + H₂S + 4H₂O

На холоду концентрированная серная кислота пассивирует железо, алюминий и хром: на поверхности металла образуется плотная оксидная плёнка, и реакция прекращается. Поэтому концентрированную серную кислоту перевозят в стальных цистернах. При нагревании плёнка разрушается:

2Fe + 6H₂SO₄ t° Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

2Al + 6H₂SO₄ t° Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Азотная кислота

Азотная кислота — окислитель при любой концентрации: окисляет азот +5, а не ион водорода. Поэтому водород с металлами она практически никогда не выделяет. Продукт восстановления зависит от концентрации кислоты и активности металла: концентрированная кислота обычно восстанавливается до NO₂, разбавленная малоактивными металлами — до NO, активными металлами — до N₂O или N₂, очень разбавленная — даже до иона аммония [10]:

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Ag + 2HNO₃ = AgNO₃ + NO₂ + H₂O

3Ag + 4HNO₃ = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O

Hg + 4HNO₃ = Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

4Mg + 10HNO₃ = 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

5Mg + 12HNO₃ = 5Mg(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

8Al + 30HNO₃ = 8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O

C + 4HNO₃ t° CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

3C + 4HNO₃ = 3CO₂ + 4NO + 2H₂O

3H₂S + 2HNO₃ = 3S + 2NO + 4H₂O

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо, алюминий и хром, поэтому её перевозят в алюминиевых цистернах. Золото и платину она не растворяет — для этого нужна царская водка, смесь одного объёма концентрированной азотной и трёх объёмов концентрированной соляной кислоты. Название дали алхимики: смесь растворяет «царя металлов». Секрет в том, что хлорид-ионы связывают ионы золота в прочный комплекс [AuCl₄]⁻, и окисление становится выгодным:

Au + HNO₃ + 4HCl = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

3Pt + 4HNO₃ + 18HCl = 3H₂[PtCl₆] + 4NO + 8H₂O

С царской водкой связана одна из самых известных историй химии. В 1940 году, когда немецкие войска вошли в Копенгаген, в Институте Нильса Бора хранились золотые нобелевские медали немецких физиков Макса фон Лауэ и Джеймса Франка, которые прислали их в Данию на хранение: вывоз золота из Германии карался смертью. Венгерский химик Дьёрдь де Хевеши растворил обе медали в царской водке, и колба с оранжевым раствором простояла на полке всю войну. После войны золото выделили из раствора, и Нобелевский фонд заново отчеканил медали [15].

Азотная кислота окрашивает белки в жёлтый цвет (ксантопротеиновая реакция): если капля попадёт на кожу, останется жёлтое пятно. Это качественная реакция на белки с ароматическими аминокислотами.

Соляная кислота

Соляная кислота — не окислитель, но хлорид-ион может быть восстановителем: сильные окислители окисляют его до хлора. Так Шееле в 1774 году впервые получил хлор, действуя соляной кислотой на пиролюзит (MnO₂), так и сегодня получают хлор в лаборатории. Когда соляная кислота только среда, а когда восстановитель, разобрано в статье «Соляная кислота в ОВР»:

MnO₂ + 4HCl t° MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 2KCl + 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 7H₂O

KClO₃ + 6HCl = KCl + 3Cl₂ + 3H₂O

PbO₂ + 4HCl = PbCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Плавиковая кислота

Фтороводородная кислота слабая, но единственная из обычных кислот растворяет стекло и кварц: фтор образует с кремнием очень прочные связи. Поэтому её хранят в полиэтиленовой посуде, а стекло ею «травят» — наносят надписи и матовые узоры, покрывая остальную поверхность воском:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O

SiO₂ + 6HF = H₂SiF₆ + 2H₂O

CaSiO₃ + 6HF = CaF₂ + SiF₄ + 3H₂O

Плавиковая кислота коварна: она почти не обжигает сразу, но ион фтора проникает глубоко в ткани и связывает ионы кальция, вызывая тяжёлое отравление спустя часы. Работать с ней можно только в специальных перчатках.

Сероводородная и другие кислоты-восстановители

Сероводородная, иодоводородная, бромоводородная и сернистая кислоты — восстановители: их кислотные остатки легко окисляются:

H₂S + Br₂ = S + 2HBr

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

H₂SO₃ + I₂ + H₂O = H₂SO₄ + 2HI

2HI + 2FeCl₃ = 2FeCl₂ + I₂ + 2HCl

4HI + O₂ = 2I₂ + 2H₂O

Последняя реакция объясняет, почему бесцветная иодоводородная кислота на воздухе буреет: кислород воздуха окисляет её, и выделяется иод.

10. Органические кислоты

Органические кислоты содержат карбоксильную группу –COOH; их называют карбоновыми. Они почти все слабые, но проявляют все общие свойства кислот. История их открытия — во многом история одного человека. Шведский аптекарь Карл Вильгельм Шееле, работавший в маленьком городке Чёпинг почти без помощников, выделил винную кислоту из винного камня (1769), щавелевую (1776), молочную из скисшего молока (1780), лимонную из лимонного сока (1784), яблочную из яблок (1785) и мочевую кислоту из мочевых камней [2]. А муравьиную кислоту получили ещё раньше, в 1671 году, англичанин Джон Рэй и его коллеги, перегоняя… рыжих лесных муравьёв: отсюда и название кислоты (лат. formica — муравей).

Уксусная кислота — самая древняя из известных кислот: уксус получали при скисании вина задолго до нашей эры. Безводная уксусная кислота замерзает уже при 16,6 °C, превращаясь в похожие на лёд кристаллы, поэтому её называют ледяной. Столовый уксус — 6–9 %-ный раствор уксусной кислоты, уксусная эссенция — 70–80 %-ный, и она уже опасна.

2CH₃COOH + Mg = (CH₃COO)₂Mg + H₂

CH₃COOH + NaOH = CH₃COONa + H₂O

2CH₃COOH + CuO = (CH₃COO)₂Cu + H₂O

2CH₃COOH + Na₂CO₃ = 2CH₃COONa + CO₂ + H₂O

CH₃COOH + NaHCO₃ = CH₃COONa + CO₂ + H₂O

Последняя реакция — «гашение соды уксусом» при выпечке: выделяющийся углекислый газ разрыхляет тесто. В разрыхлителях для теста вместо уксуса стоит твёрдая кислота — лимонная или дигидропирофосфат натрия, и реакция начинается, только когда смесь намокнет:

C₆H₈O₇ + 3NaHCO₃ = Na₃C₆H₅O₇ + 3CO₂ + 3H₂O

У карбоновых кислот есть и реакции, которых нет у неорганических. Со спиртами в присутствии серной кислоты они образуют сложные эфиры (реакция этерификации) — это вещества с фруктовыми запахами; на свету в присутствии фосфора хлор замещает атом водорода в радикале:

CH₃COOH + C₂H₅OH H₂SO₄ CH₃COOC₂H₅ + H₂O

CH₃COOH + Cl₂ P ClCH₂COOH + HCl

Муравьиная кислота HCOOH необычна: в её молекуле есть альдегидная группа, поэтому она — восстановитель, даёт реакцию «серебряного зеркала» и обесцвечивает перманганат. С концентрированной серной кислотой она разлагается на угарный газ и воду — так получают CO в лаборатории. Щавелевая кислота H₂C₂O₄ тоже восстановитель; по реакции с перманганатом в аналитической химии устанавливают концентрацию его раствора:

HCOOH + Ag₂O NH₃ 2Ag + CO₂ + H₂O

HCOOH H₂SO₄(конц.) CO + H₂O

5HCOOH + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5CO₂ + 8H₂O

5H₂C₂O₄ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 10CO₂ + 8H₂O

Высшие карбоновые кислоты — стеариновая, пальмитиновая, олеиновая — входят в состав жиров, а их натриевые и калиевые соли — это мыло. Сильная кислота вытесняет слабую стеариновую из мыла: в кислой воде мыло «сворачивается» хлопьями:

C₁₇H₃₅COONa + HCl = C₁₇H₃₅COOH + NaCl

11. Качественные реакции на кислотные остатки

Как узнать, какая кислота или соль в пробирке? Каждый кислотный остаток выдаёт себя характерной реакцией — осадком определённого цвета или газом [7].

• Хлорид-, бромид- и иодид-ионы — раствор нитрата серебра: белый творожистый осадок AgCl, светло-жёлтый AgBr, жёлтый AgI. Осадки не растворяются в азотной кислоте.
• Сульфат-ион — ионы бария: белый осадок BaSO₄, нерастворимый в кислотах.
• Карбонат-ион — кислота: «вскипание», выделяется газ без запаха, от которого мутнеет известковая вода.
• Сульфит-ион — кислота: газ с резким запахом (запах горящей спички), обесцвечивающий раствор перманганата.
• Сульфид-ион — кислота (запах тухлых яиц) или соли свинца и меди: чёрный осадок.
• Фосфат-ион — нитрат серебра: жёлтый осадок Ag₃PO₄, растворимый в азотной кислоте (этим он отличается от AgI).
• Силикат-ион — кислота: студенистый осадок кремниевой кислоты.
• Нитрат-ион — медь и концентрированная серная кислота при нагревании: выделяется бурый газ NO₂, раствор голубеет.

AgNO₃ + NaCl = AgCl + NaNO₃

AgNO₃ + KBr = AgBr + KNO₃

AgNO₃ + KI = AgI + KNO₃

Na₃PO₄ + 3AgNO₃ = Ag₃PO₄ + 3NaNO₃

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaCl

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂ + H₂O

CO₂ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ + H₂O

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O

Pb(NO₃)₂ + Na₂S = PbS + 2NaNO₃

Cu + 2NaNO₃ + 2H₂SO₄ t° CuSO₄ + Na₂SO₄ + 2NO₂ + 2H₂O

В сокращённом ионном виде все реакции осаждения выглядят просто, и именно такие уравнения требуют на экзаменах:

Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl

Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄

3Ag⁺ + PO₄³⁻ = Ag₃PO₄

CO₃²⁻ + 2H⁺ = CO₂ + H₂O

12. Кислоты в природе и в организме

Самая «внутренняя» из кислот — соляная. В 1823 году английский врач Уильям Праут доказал, что кислота желудочного сока — это соляная кислота, а не какая-то особая «органическая» [16]. Её концентрация около 0,5 %, pH желудочного сока натощак 1,5–2. Кислота убивает бактерии, попавшие с пищей, и включает фермент пепсин, который расщепляет белки только в кислой среде. Как работает желудок, впервые увидел американский военный врач Уильям Бомонт: в 1822 году он лечил канадского охотника Алексиса Сен-Мартена с огнестрельной раной живота, и рана зажила, оставив отверстие прямо в желудок. Десять лет Бомонт опускал туда на ниточке кусочки пищи и наблюдал, как они перевариваются, — так родилась физиология пищеварения [17]. Стенку самого желудка защищает слой слизи и гидрокарбонат; если защита слабеет, возникают изжога и язвы, а «соду от изжоги» пьют именно затем, чтобы нейтрализовать лишнюю кислоту:

NaHCO₃ + HCl = NaCl + CO₂ + H₂O

Mg(OH)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2H₂O

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Кислый вкус мы чувствуем благодаря особому белку-каналу в клетках вкусовых почек, который пропускает внутрь клетки ионы водорода. Его открыли совсем недавно, в 2018 году, и назвали отопетрином-1; у мышей без этого белка вкусовые клетки на кислоту почти не реагируют [18].

Лимонная кислота — центральное вещество клеточного дыхания: в цикле, открытом в 1937 году Хансом Кребсом (Нобелевская премия 1953 года), органические кислоты превращаются одна в другую, высвобождая энергию. Молочная кислота образуется в мышцах при интенсивной работе. Долго считали, что именно она вызывает боль в мышцах на следующий день после тренировки, но это миф: лактат уходит из мышц за час-два, а боль появляется через сутки и связана с микроповреждениями мышечных волокон [19]. Аскорбиновая кислота — витамин C, её выделил в 1928 году венгр Альберт Сент-Дьёрдьи (Нобелевская премия 1937 года). Щавелевая кислота есть в щавеле, шпинате и ревене; с кальцием она даёт нерастворимый оксалат кальция — из него состоят многие камни в почках.

Кислоты разрушают зубы. Эмаль состоит из гидроксиапатита Ca₅(PO₄)₃OH, который начинает растворяться при pH ниже 5,5. Бактерии зубного налёта сбраживают сахар в молочную кислоту, а сладкая газировка (pH около 2,5, в колах — фосфорная кислота E338) действует ещё сильнее. Фторид из зубной пасты превращает поверхность эмали в более стойкий фторапатит:

Ca₅(PO₄)₃OH + 7H⁺ = 5Ca²⁺ + 3H₂PO₄⁻ + H₂O

Ca₅(PO₄)₃OH + F⁻ = Ca₅(PO₄)₃F + OH⁻

В природе кислоты возникают и без живых организмов. Дождевая вода всегда слегка кислая (pH около 5,6) из-за растворённого углекислого газа. Но там, где сжигают уголь и мазут, оксиды серы и азота превращают её в разбавленные серную и азотную кислоты, и pH дождя падает до 4 и ниже. Кислотные дожди, описанные в 1970-х годах в Северной Америке и Скандинавии, губили леса и рыбу в озёрах и разъедали мраморные памятники [20]. Благодаря очистке дымовых газов в Европе и США выбросы оксида серы с тех пор сократились в несколько раз. А океан поглощает углекислый газ из атмосферы, и с начала промышленной эры его pH снизился примерно с 8,2 до 8,1 — концентрация ионов водорода выросла почти на треть. Это «закисление океана» мешает кораллам и моллюскам строить известковые скелеты и раковины [21]:

2SO₂ + O₂ + 2H₂O = 2H₂SO₄

CaCO₃ + H₂SO₄ = CaSO₄ + CO₂ + H₂O

CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂

Последняя реакция работает и в пещерах: подземные воды с углекислым газом растворяют известняк, а там, где вода испаряется и газ уходит, реакция идёт обратно, и с потолка растут сталактиты.

13. Как обращаться с кислотами

• Работать в очках и перчатках; концентрированные кислоты — только под тягой.
• Разбавлять серную кислоту, вливая её в воду тонкой струйкой, а не наоборот.
• Если кислота попала на кожу, её смывают большим количеством проточной воды не меньше 10–15 минут, затем можно обработать раствором питьевой соды (2–3 %). Не нужно сразу лить на кожу щёлочь: реакция нейтрализации выделяет тепло и усиливает ожог.
• Пролитую кислоту засыпают содой или мелом и только потом убирают.
• Плавиковая кислота требует отдельных правил и противоядия (глюконат кальция); работать с ней в школе нельзя.
• Склянки подписывают, азотную кислоту хранят в темноте, плавиковую — в полиэтилене.

14. Кислоты на ОГЭ и ЕГЭ

Свойства кислот — одна из самых «ходовых» тем экзаменов [7, 10]. На ОГЭ и ЕГЭ проверяют классификацию и названия, диссоциацию и ионные уравнения, взаимодействие кислот с металлами, оксидами, основаниями и солями, качественные реакции, получение кислот и расчёты по уравнениям. В части 2 ЕГЭ кислоты — постоянные участники заданий на окислительно-восстановительные реакции, ионный обмен, «мысленный эксперимент» и расчётных задач. Где какое задание и что в нём нужно знать, показано в карте заданий ЕГЭ-2027; отдельно разобраны задание 29 (ОВР), задание 30 (ионный обмен) и задание 31.

Что чаще всего путают:

• железо с соляной и разбавленной серной кислотой — соль железа(II), с хлором — хлорид железа(III);
• азотная кислота любой концентрации и концентрированная серная не выделяют водород с металлами;
• концентрированные азотная и серная кислоты на холоду пассивируют железо, алюминий и хром;
• угольную и сернистую кислоты в продуктах записывают как CO₂ + H₂O и SO₂ + H₂O;
• основность — не число атомов водорода в формуле (H₃PO₃, CH₃COOH);
• сероводород осаждает сульфид меди из раствора сульфата меди, хотя он слабее серной кислоты;
• кремниевая кислота нерастворима — в ионных уравнениях её пишут целиком;
• HBr и HI нельзя получить действием концентрированной серной кислоты на бромиды и иодиды.

15. Для олимпиад

Брёнстед, Лоури и Льюис

По Брёнстеду — Лоури кислота — донор протона, основание — его акцептор. Отдав протон, кислота превращается в сопряжённое основание, и чем сильнее кислота, тем слабее её сопряжённое основание. Одно и то же вещество бывает и кислотой, и основанием: вода по отношению к аммиаку — кислота, по отношению к HCl — основание, а гидрокарбонат-ион — и то и другое:

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻

HCO₃⁻ + H₂O ⇄ CO₃²⁻ + H₃O⁺

HCO₃⁻ + H₂O ⇄ H₂CO₃ + OH⁻

По Льюису кислота — акцептор электронной пары, основание — её донор. Под это определение попадают и вещества без водорода: BF₃, AlCl₃, SO₃, катионы металлов. Реакция кислоты и основания Льюиса — образование донорно-акцепторной связи:

BF₃ + NH₃ = BF₃·NH₃

Cu²⁺ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺

Нивелирующий эффект и суперкислоты

В воде все сильные кислоты нацело отдают протон молекулам воды, и сильнее иона гидроксония кислоты в воде быть не может — это нивелирующий эффект растворителя. В безводной уксусной кислоте, которая принимает протон хуже, сильные кислоты диссоциируют не полностью и различаются: HClO₄ > HBr > H₂SO₄ > HCl > HNO₃.

Кислотность концентрированных кислот описывают функцией кислотности Гаммета H₀ — продолжением шкалы pH в отрицательную область [22]. У 100 %-ной серной кислоты H₀ ≈ −12. Кислоты сильнее неё называют суперкислотами. Смесь фторсульфоновой кислоты HSO₃F с пентафторидом сурьмы SbF₅ получила название «магическая кислота» после того, как в 1966 году сотрудник лаборатории Джорджа Олы опустил в неё на рождественской вечеринке свечку, и парафин растворился: суперкислота протонирует даже алканы. Ола получил в 1994 году Нобелевскую премию за изучение карбокатионов в суперкислотах [23]. Самая сильная кислота, выделенная в чистом виде, — карборановая H(CHB₁₁Cl₁₁); при всей силе она неагрессивна и хранится в стекле (подробнее — в статье «Бор и его соединения»).

Правила Полинга для оксокислот

Для оксокислоты O_pЭ(OH)_q (p — число атомов кислорода без водорода) Полинг предложил оценку: pK₁ ≈ 8 − 5p, а каждая следующая ступень диссоциации на 4–5 единиц слабее. HClO (p = 0): оценка 8, опыт 7,5. H₃PO₄ = OP(OH)₃ (p = 1): оценка 3, опыт 2,1. H₂SO₄ (p = 2): около −2. HClO₄ (p = 3): около −7. Правило помогает и в обратную сторону: фосфористая кислота H₃PO₃ имеет pK₁ = 1,3, что гораздо ближе к 3, чем к 8, — значит, её строение не P(OH)₃, а HPO(OH)₂ с одним атомом кислорода без водорода. Это и доказывает двухосновность кислоты.

Ловушка: pH очень разбавленной кислоты

Чему равен pH 10⁻⁸ М раствора HCl? Ответ «8» абсурден — раствор кислоты не может быть щелочным. При такой малой концентрации нужно учитывать ионы водорода из самой воды: [H⁺] = 10⁻⁸ + [OH⁻], [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴. Решая квадратное уравнение, получаем [H⁺] = 1,05·10⁻⁷ моль/л и pH = 6,98 (задание 17).

Задания с разбором

Задание 1

Из перечня выберите все двухосновные кислоты: 1) H₃PO₃; 2) CH₃COOH; 3) H₂S; 4) H₃PO₂; 5) H₂SO₄.

Задание 2

Какие из металлов вытесняют водород из разбавленной серной кислоты: медь, железо, алюминий, серебро, цинк? Напишите уравнения.

Задание 3

С какими веществами реагирует разбавленная соляная кислота: CO₂, CuO, Ag, NaHCO₃, Ba(NO₃)₂, AgNO₃?

Задание 4

Составьте молекулярное, полное и сокращённое ионные уравнения реакции раствора хлорида бария с серной кислотой.

Задание 5

Напишите уравнения реакций по схеме:

SO₂SO₂O₂, V₂O₅SO₃H₂OH₂SO₄CuOCuSO₄BaCl₂BaSO₄

Задание 6

Магний растворили в разбавленной азотной кислоте, выделился оксид азота(I). Составьте уравнение методом электронного баланса.

Задание 7

Какая масса 20 %-ной соляной кислоты нужна, чтобы растворить 6,5 г цинка? Какой объём водорода (н. у.) выделится?

Задание 8

Вычислите pH 0,01 М раствора HCl и 0,005 М раствора H₂SO₄ (диссоциация полная). Каким станет pH раствора HCl после разбавления в 10 раз?

Задание 9

Сколько миллилитров 98 %-ной серной кислоты (плотность 1,84 г/мл) и сколько граммов воды нужно, чтобы приготовить 500 г 10 %-ного раствора? Что во что лить?

Задание 10

К раствору, содержащему 0,10 моль фосфорной кислоты, добавили раствор, содержащий 0,15 моль гидроксида натрия. Какие соли и в каком количестве образовались?

Задание 11

В трёх пробирках без этикеток — разбавленные растворы соляной, серной и азотной кислот. Как их распознать?

Задание 12

На 10 г мела (CaCO₃) подействовали избытком соляной кислоты. Найдите объём газа (н. у.) и массу соли.

Задание 13

Расставьте коэффициенты методом электронного баланса: KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O. Какую роль играет соляная кислота?

Задание 14

Почему железо с соляной кислотой даёт FeCl₂, а с хлором — FeCl₃?

Задание 15

Кислота содержит 2,04 % водорода, 32,65 % серы и 65,31 % кислорода по массе. Установите её формулу.

Задание 16

Сколько тонн серной кислоты (в пересчёте на 100 %-ную) можно получить из 1,00 т пирита FeS₂, если вся сера переходит в кислоту?

Задание 17

Найдите pH 1,0·10⁻⁸ М раствора соляной кислоты при 25 °C.

Задание 18

Найдите pH 0,10 М раствора уксусной кислоты (K_a = 1,75·10⁻⁵) и степень её диссоциации.

Задание 19

Почему бромоводород нельзя получить, нагревая бромид натрия с концентрированной серной кислотой, а хлороводород из хлорида натрия — можно?

Задание 20

Пользуясь правилом Полинга, оцените pK₁ азотной (HNO₃ = O₂NOH), азотистой (ONOH) и мышьяковой (OAs(OH)₃) кислот. Какая из них сильная?

Литература

1. Boyle R. Experiments and Considerations Touching Colours. London: Henry Herringman, 1664.
2. Partington J. R. A History of Chemistry. Vols. 2–4. London: Macmillan, 1961–1964.
3. Davy H. Researches on the oxymuriatic acid, its nature and combinations; and on the elements of the muriatic acid. Phil. Trans. R. Soc. Lond. 1810, 100, 231–257.
4. Liebig J. Ueber die Constitution der organischen Säuren. Ann. Pharm. 1838, 26, 113–189.
5. Arrhenius S. Über die Dissociation der in Wasser gelösten Stoffe. Z. Phys. Chem. 1887, 1, 631–648.
6. Brønsted J. N. Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen. Recl. Trav. Chim. Pays-Bas 1923, 42, 718–728.
7. ФИПИ. Кодификатор проверяемых требований к результатам освоения основной образовательной программы и элементов содержания для проведения ЕГЭ по химии, 2027 г. М.: ФИПИ, 2026.
8. Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. 2nd ed. Butterworth-Heinemann, 1997.
9. Housecroft C. E., Sharpe A. G. Inorganic Chemistry. 5th ed. Pearson, 2018. Ch. 7: Acids, bases and ions in aqueous solution.
10. ФИПИ. Демонстрационный вариант контрольных измерительных материалов ЕГЭ 2027 г. по химии. М.: ФИПИ, 2026.
11. Sørensen S. P. L. Enzymstudien. II. Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen. Biochem. Z. 1909, 21, 131–304.
12. National Toxicology Program. Toxicology and carcinogenesis studies of phenolphthalein in F344/N rats and B6C3F1 mice. NTP TR 465. Research Triangle Park, 1996.
13. Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH, 2000–2024: articles «Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide», «Nitric Acid, Nitrous Acid, and Nitrogen Oxides», «Phosphoric Acid and Phosphates».
14. Бекетов Н. Н. Исследования над явлениями вытеснения одних элементов другими. Харьков, 1865.
15. Nobel Prize Outreach. The Nobel medals and the medal for the Prize in Economic Sciences: «The medals that disappeared». nobelprize.org.
16. Prout W. On the nature of the acid and saline matters usually existing in the stomachs of animals. Phil. Trans. R. Soc. Lond. 1824, 114, 45–49.
17. Beaumont W. Experiments and Observations on the Gastric Juice, and the Physiology of Digestion. Plattsburgh: F. P. Allen, 1833.
18. Tu Y.-H., Cooper A. J., Teng B. et al. An evolutionarily conserved gene family encodes proton-selective ion channels. Science 2018, 359, 1047–1050.
19. Brooks G. A. The science and translation of lactate shuttle theory. Cell Metab. 2018, 27, 757–785.
20. Likens G. E., Bormann F. H. Acid rain: a serious regional environmental problem. Science 1974, 184, 1176–1179.
21. Doney S. C., Fabry V. J., Feely R. A., Kleypas J. A. Ocean acidification: the other CO₂ problem. Annu. Rev. Mar. Sci. 2009, 1, 169–192.
22. Hammett L. P., Deyrup A. J. A series of simple basic indicators. I. The acidity functions of mixtures of sulfuric and perchloric acids with water. J. Am. Chem. Soc. 1932, 54, 2721–2739.
23. Olah G. A. My search for carbocations and their role in chemistry (Nobel lecture). Angew. Chem. Int. Ed. Engl. 1995, 34, 1393–1405.