Номер 2, страница 71 - гдз по химии 11 класс рабочая тетрадь Габриелян, Сладков

2. Кислоты — это

Кислоты — это сложные химические вещества, которые обладают рядом характерных свойств, таких как кислый вкус, способность изменять окраску индикаторов и вступать в реакции с основаниями с образованием соли и воды. В современной химии существует несколько определений понятия «кислота», дополняющих друг друга.

Основные теории кислот

1. Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса (1887 г.): Это классическое определение, используемое в школьном курсе химии. Согласно этой теории, кислоты — это электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют (распадаются на ионы) с образованием катионов водорода $H^+$ и анионов кислотного остатка.
Например, диссоциация соляной кислоты:
$HCl \leftrightarrow H^+ + Cl^-$
Диссоциация серной кислоты (протекает ступенчато):
$H_2SO_4 \leftrightarrow H^+ + HSO_4^-$ (первая ступень)
$HSO_4^- \leftrightarrow H^+ + SO_4^{2-}$ (вторая ступень)
Именно наличие ионов водорода $H^+$ (точнее, ионов гидроксония $H_3O^+$) в растворе и обуславливает общие свойства кислот.

2. Протолитическая теория Й. Брёнстеда и Т. Лоури (1923 г.): Это более общее определение. Согласно этой теории, кислота — это вещество (молекула или ион), способное отдавать протон (катион водорода $H^+$), то есть являющееся донором протонов. Вещество, принимающее протон, является основанием.
Пример реакции кислоты с водой:
$HNO_3(кислота) + H_2O(основание) \leftrightarrow NO_3^-(сопряженное \ основание) + H_3O^+(сопряженная \ кислота)$
Эта теория позволяет рассматривать кислотно-основные равновесия не только в водных растворах.

3. Электронная теория Г. Льюиса (1923 г.): Наиболее общее определение. Кислота Льюиса — это любое вещество (молекула или ион), способное принимать электронную пару для образования ковалентной связи, то есть являющееся акцептором электронной пары.
Пример:
$BF_3(кислота) + :F^-(основание) \rightarrow [BF_4]^-$
В этой реакции трифторид бора ($BF_3$) является кислотой, так как принимает электронную пару от фторид-иона ($F^-$).

Классификация кислот

Кислоты классифицируют по нескольким признакам:

• По содержанию кислорода в кислотном остатке:
  • Кислородсодержащие (оксикислоты): содержат атомы кислорода (например, серная кислота $H_2SO_4$, азотная кислота $HNO_3$, фосфорная кислота $H_3PO_4$).
  • Бескислородные: не содержат атомов кислорода (например, соляная (хлороводородная) кислота $HCl$, сероводородная кислота $H_2S$, бромоводородная кислота $HBr$).
• По основности (определяется числом атомов водорода в молекуле, способных замещаться на атомы металла с образованием соли):
  • Одноосновные: $HCl, HNO_3, CH_3COOH$ (уксусная кислота).
  • Двухосновные: $H_2SO_4, H_2S, H_2CO_3$ (угольная кислота).
  • Трехосновные: $H_3PO_4$.
• По силе (определяется степенью электролитической диссоциации $\alpha$ в водном растворе):
  • Сильные: практически полностью диссоциируют на ионы ($\alpha \approx 1$). К ним относятся $HCl, HBr, HI, HNO_3, H_2SO_4, HClO_4, HClO_3$.
  • Слабые: диссоциируют лишь частично ($\alpha \ll 1$). К ним относятся $H_2S, H_2CO_3, H_2SO_3, H_3PO_4$, почти все органические кислоты (например, уксусная $CH_3COOH$).

Общие химические свойства кислот (в водных растворах)

1. Взаимодействие с индикаторами: изменяют окраску (лакмус и метилоранж — в красный/розовый, фенолфталеин — остается бесцветным).
2. Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до водорода:
   $Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2 \uparrow$
3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
   $CaO + 2HNO_3 \rightarrow Ca(NO_3)_2 + H_2O$
4. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации) с образованием соли и воды:
   $H_2SO_4 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O$
5. Взаимодействие с солями более слабых или летучих кислот:
   $2HCl + Na_2CO_3 \rightarrow 2NaCl + H_2O + CO_2 \uparrow$

Ответ: Кислоты — это сложные вещества, которые, согласно теории Аррениуса, диссоциируют в водном растворе с образованием катионов водорода ($H^+$) и анионов кислотного остатка. В более широком смысле, по теории Брёнстеда-Лоури, это доноры протонов, а по теории Льюиса — акцепторы электронных пар. Они характеризуются кислым вкусом, способностью изменять цвет индикаторов и вступать в реакции с металлами, основаниями, основными оксидами и солями.