Производство ортофосфорной кислоты

Ортофосфорную кислоту получают:

1) взаимодействием оксида фосфора (V) с водой при нагревании:

P₂O₅ + 3H₂O 2h₃po₄

2) взаимодействием природной соли - ортофосфата кальция - с серной кислотой при нагревании:

Ca₃(po₄)₂ + 3H₂SO₄ 2h₃po₄ + 3CaSO₄

Производство соляной кислоты

Соляную кислоту получают растворением хлороводорода в воде.

В лаборатории соляную кислоту можно получить в приборе, изображенном на рис. 6. При выполнении этого опыта следят, чтобы конец газоотводной трубки находился вблизи уровня воды, но не погружался в нее. Если это не учесть, то из-за большой растворимости хлороводорода вода попадает в пробирку с серной кислотой и произойдет сильное разогревание, в результате чего содержимое может быть выброшено из пробирки.

Рисунок 6 – Получение соляной кислоты в лаборатории:

1 - хлороводород; 2 - вата.

В промышленности соляную кислоту получают сжиганием водорода в хлоре и растворением продукта реакции в воде. Для осуществления этих процессов пользуются установкой, схема которой изображена на рис. 7.

Рисунок 7 – Схема промышленной установки для получения соляной кислоты:

1– вода; 2– не поглощенные водой газы; 3 – керамические кольца;

4 – хлороводород; 5– соляная кислота.

Диссоциация кислот

Кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотного остатка. Например:

HNO₃ Û Н­⁺ + NO₃^–

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂SO₄ Û Н⁺ + HSO₄^– 1ступень

кислый анион HSO₄^– образует кислые соли NaHSO₄

HSO₄^- Û Н⁺ + SO₄^-2 2 ступень

SO₄^–2 образует средние соли Na₂SO₄

Диссоциация кислот по первой ступени протекает сильнее, чем по второй. Это связано с тем, что отщепление положительно заряженного иона Н⁺ от нейтральной молекулы происходит легче, чем от отрицательно заряженных ионов. Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот обусловливает образование двух видов солей: кислых и средних.

Свойства кислот

Кислоты обладают общими свойствами (они нейтрализуют основания, окрашивают лакмус в красный цвет, при взаимодействии с металлами выделяют водород, имеют кислый вкус и др.), которые обусловлены положительно заряженными ионами Н⁺, образующимися при диссоциации. В свете теории электролитической диссоциации кислоты - это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве катионов отщепляют только ионы водорода.

Химические свойства

1.Главное свойство всех кислот - это взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

НС1 + NaОН = NаС1 + н₂О

Ионные уравнения:

Н⁺ + С1^- + Na⁺ + ОН^- = Na⁺ + с1^- + н₂О

Н⁺ + ОН^- = н₂О

Таким образом, сущность реакции нейтрализации раствора сильной кислоты раствором щелочи заключается в соединении ионов Н⁺ и ОН^- в недиссоциированные молекулы воды.

Слабая кислота, например, сероводородная, реагирует со щелочью потому, что продукт реакции вода, связывает ионы водорода более прочно, чем сероводородная кислотам

Н₂S + 2NaOH = Nа₂S + 2H₂O

Ионные уравнения:

Н₂S + 2Nа⁺ + 2ОН^- = 2Nа⁺ + S^2- + 2Н₂О

Н₂S + 2ОН^- = S^2- + 2Н₂О

В зависимости от условий проведения реакции нейтрализации можно получить среднюю, кислую или основную соль. Так, если кислота и основание берутся в эквивалентных отношениях, то образуется средняя соль.

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2Н₂О [CaSO₄ – сульфат кальция]

Если в реакции нейтрализации многоосновная кислота берется в избытке, то образуется кислая соль.

Ca(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂ + 2Н₂О

избыток гидросульфат

кальция

Кислую соль можно перевести в среднюю. Для этого ее нужно донейтрализовать. При донейтрализации тем же основанием, которое образует данную соль, получаем одну среднюю соль (а), а при донейтрализации другим основанием - две средние соли (б):

а) Ca(HSO₄)₂ + Ca(OH)₂ = 2 CaSO₄ + 2Н₂О

б) Ca(HSO₄)₂ + 2NaOH = CaSO₄ + Nа₂SO₄ + 2Н₂О

Если в реакции нейтрализации многокислотное основание берется в избытке, то образуется основная соль.

2Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = (CaOH)₂SO₄ + 2Н₂О

избыток гидроксосульфат

кальция

Основную соль можно перевести в среднюю. Для этого ее нужно донейтрализовать. При донейтрализации той же кислотой, которая образует данную соль, получаем одну среднюю соль (а), а при донейтрализации другой кислотой – две средние соли (б):

а) (CaOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = 2CaSO₄ + 2Н₂О

б) (CaOH)₂SO₄ + 2HCl = CaSO₄ + CaCl₂ + 2Н₂О

Иначе ведут себя Ni(OH)₃ и Co(OH)₃: при их взаимодействии с кислотами не образуются соли с Э³⁺, а происходит восстановление никеля и кобальта до Э²⁺, сопровождающееся выделением свободного кислорода или хлора (в отсутствие веществ способных окисляться):

4Ni(OH)₃ + 4H₂SO₄ = NiSO₄ + O₂­ + 10Н₂О

2Ni(OH)₃ + 6HCl = NiCl₂ + Cl₂­ + 6Н₂О

2.Кислоты взаимодействуют с металлами.

Кислоты-неокислители – это кислоты, у которых роль окислителя выполняют ионы водорода, к ним относятся все бескислородные кислоты (HF, HCl, HBr, HI, H₂S и др.), а также разбавленная серная, фосфорная, угольная, все органические кислоты и др. С кислотами-неокислителями реагируют металлы, которые в ряду стандартных электродных потенциалов (ряду напряжений) стоят до водорода (чтобы металл вытеснял водород из кислоты) и образуют с этими кислотами растворимые соли (чтобы на поверхности металла не образовалась защитная солевая пленка).

Zn + H₂SO₄ = Zn SO₄ + Н₂­

разб.

Pb + H₂SO₄ ╪ т.к. Pb SO₄ нерастворим

разб.

Cu + H₂SO₄ ╪ т.к. Cu стоит после Н₂

разб.

Кислоты-окислители - это кислоты, у которых роль окислителя выполняет центральный элементкислотного остатка. К ним относятся азотная любой концентрации и концентрированная серная кислота. С кислотами-окислителями при нагревании реагируют все металлы (даже стоящие в ряду напряжений после водорода, кроме Au и Pt); металл окисляется при этом до характерной степени окисления и образует соль, а продукт восстановления кислоты зависит от активности металла и от степени разбавления кислоты (последнее характерно для HNO₃). Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями можно выразить следующей таблицей:

кислоты металлы	HCl любая	H2SO4	HNO3
разбавлен.	концентр.	концентр.	разбавлен.	очень разб.
активный металл (Li – Zn)	Соль + H2	Соль + H2	Соль + H2O + H2S	Соль + H2O + NO2*	Соль + H2O + N2 (или N2O)	Соль + H2O + NH4NO3
металл средней активности [Zn – (H2) ]	Соль + H2	Соль + H2	Соль + H2O + S (или SO2)	Соль + H2O + NO2	Соль + H2O+ N2O (или NO)	Не реагирует
неактивный металл (Cu – Ag)	Не реагирует	Не реагирует	Соль + H2O + SO2	Соль + H2O + NO2	Соль + H2O + NO	Не реагирует

* - для щелочных металлов N₂O

Например:

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

конц.

4Mg +5H₂SO₄ = 4 MgSO₄ + H₂S + 4H₂O

конц.

Некоторые металлы (Fe, Al, Cr) не взаимодействуют с концентрированной серной и азотной кислотами при обычной температуре (происходит пассивация металла). Это явление связано с образованием на поверхности металла тонкой оксидной пленки, которая и защищает металл. На этом свойстве основана транспортировка концентрированной H₂SO₄ в железных емкостях.

Если металл проявляет переменную степень окисления, то с кислотами-неокислителями он образует соли со степенью окисления ниже характерной (а), с кислотами-окислителями - соли с характерной степенью окисления (б):

а) Fe + 2HCl = FeCl₂ + Н₂­

б) Fe + 4HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O

разб.

Благородные металлы растворяются только в царской водке (смесь концентрированных азотной и соляной кислот):

Au + HNO₃ + 3HCl = AuCl₃ + NO­+ 2H₂O

3Pt + 4HNO₃ + 12HCl = PtCl₄ + 4NO­+ 8H₂O

3Ag + HNO₃ + 3HCl = 3AgCl + NO­+ 2H₂O

При избытке HCl:

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

золотохлористо-

водородная кислота

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

платинохлористо-

водородная кислота

Ag + HNO₃ + 2HCl = H[AgCl₂] + NO­+ H₂O;

сереброхлористо-

водородная кислота

3. Кислоты реагируют с основными (а) и амфотерными (б) оксидами с образованием соли и воды:

а) MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O

б) Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

4. Кислоты вступают в реакции обмена с солями, если образующаяся соль относится к нерастворимым веществам (а) или образующаяся кислота - к нерастворимым (б), слабым или непрочным кислотам (в)

а) AgNO₃ + HCl = AgCl¯ + HNO₃

б) Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = H₂SiO₃¯ + Na₂SO₄

в) Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂CO₃

H₂OCO₂­

5.Кислоты взаимодействуют с не металлами.