Кислые соли: химические свойства и реакции

Кислые соли - это продукты неполной нейтрализации многоосновных кислот, в анионе которых сохраняется один или несколько незамещённых атомов водорода. Именно этот «остаточный» водород определяет двойственное химическое поведение кислых солей: они участвуют и в реакциях, характерных для солей (с щёлочами, с другими солями, с металлами), и ведут себя отчасти как кислоты - за счёт диссоциируемого H в анионе. В школьной программе и на ЕГЭ кислые соли - один из сложнейших разделов неорганической химии, потому что задачи требуют одновременно знания свойств кислот и свойств солей. Интерактивный калькулятор ниже поможет быстро разобрать любую пару «кислая соль - реагент».

Что такое кислая соль и как она образуется

Многоосновные кислоты ($\text{H}_2\text{SO}_4$, $\text{H}_3\text{PO}_4$, $\text{H}_2\text{CO}_3$, $\text{H}_2\text{S}$) отдают протоны ступенчато. При неполной нейтрализации - когда щёлочи взято меньше, чем нужно для полного замещения всех H - образуется кислая соль, в анионе которой один или несколько атомов водорода остались незамещёнными.

Рассчитать для своей задачи

На примере фосфорной кислоты: при добавлении одного моля $\text{NaOH}$ на один моль $\text{H}_3\text{PO}_4$ два атома H остаются незамещёнными - получается дигидрофосфат:

$$\text{H}_3\text{PO}_4 + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaH}_2\text{PO}_4 + \text{H}_2\text{O}$$

При соотношении 1:2 замещается второй протон - образуется гидрофосфат, где ещё один H в анионе:

$$\text{H}_3\text{PO}_4 + 2\,\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}_2\text{HPO}_4 + 2\,\text{H}_2\text{O}$$

Полная нейтрализация при соотношении 1:3 даёт среднюю соль - фосфат натрия $\text{Na}_3\text{PO}_4$ без единого H в анионе. Таким образом, из одной трёхосновной кислоты можно получить два вида кислых солей и одну среднюю - в зависимости от того, сколько щёлочи добавить.

Помимо ступенчатой нейтрализации кислые соли образуются при взаимодействии кислот с недостаточным количеством основного оксида, а также при поглощении $\text{CO}_2$ растворами щелочей при относительном избытке кислотного газа.

Реакции кислых солей со щёлочами

Ключевая реакция для кислой соли - нейтрализация остаточного водорода щёлочью. При этом образуется средняя соль и вода. Число молей щёлочи зависит от числа незамещённых H в молекуле:

$$\text{NaHCO}_3 + \text{NaOH} \rightarrow \text{Na}_2\text{CO}_3 + \text{H}_2\text{O}$$ $$\text{NaH}_2\text{PO}_4 + 2\,\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}_3\text{PO}_4 + 2\,\text{H}_2\text{O}$$ $$\text{Ca}(\text{HCO}_3)_2 + 2\,\text{NaOH} \rightarrow \text{CaCO}_3\downarrow + \text{Na}_2\text{CO}_3 + 2\,\text{H}_2\text{O}$$

Последняя реакция описывает один из способов устранения временной жёсткости воды: кальций переходит в нерастворимый карбонат и выпадает в осадок. Именно это наблюдается при кипячении жёсткой воды - кальций уходит в накипь.

Рассчитать для своей задачи

В ионной форме реакция нейтрализации любого гидрокарбоната щёлочью выглядит одинаково:

$$\text{HCO}_3^- + \text{OH}^- \rightarrow \text{CO}_3^{2-} + \text{H}_2\text{O}$$

Катион металла (Na, K, Ca и т. д.) остаётся в растворе в неизменном виде и в сокращённое ионное уравнение не входит. Это важная точка ошибок: студенты нередко пытаются включить катион в реакцию.

Если щёлочи взяли меньше, чем нужно, нейтрализация остановится на промежуточной стадии. Например, при добавлении 1 моль NaOH к 1 моль $\text{NaH}_2\text{PO}_4$ получится не средняя соль $\text{Na}_3\text{PO}_4$, а другая кислая соль $\text{Na}_2\text{HPO}_4$. Чтобы дойти до средней, нужно добавить ещё один моль $\text{NaOH}$.

Реакции кислых солей с кислотами

Сильные кислоты вытесняют из кислых солей слабые кислоты, при этом часто выделяется газ или образуется малодиссоциирующее соединение. Типичные примеры:

$$\text{NaHCO}_3 + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2\uparrow$$ $$\text{NaHSO}_3 + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O} + \text{SO}_2\uparrow$$

Выделение газа - характерный признак этих реакций, позволяющий визуально определить, что взаимодействие идёт. На ЕГЭ задачи с «пропусканием газа через раствор» часто связаны именно с подобными реакциями.

Особого внимания заслуживает гидросульфат натрия $\text{NaHSO}_4$: первая ступень серной кислоты диссоциирована практически полностью ($K_{a1} \gg 1$), поэтому в водном растворе $\text{NaHSO}_4$ ведёт себя как настоящая сильная кислота:

$$\text{NaHSO}_4 \rightarrow \text{Na}^+ + \text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-}$$

Следовательно, $\text{NaHSO}_4$ реагирует с карбонатами и гидрокарбонатами именно как кислота:

$$\text{NaHSO}_4 + \text{NaHCO}_3 \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2\uparrow$$

В ионном виде: $\text{H}^+ + \text{HCO}_3^- \rightarrow \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2\uparrow$. Здесь роль кислоты играет $\text{H}^+$, который в растворе уже диссоциирован от $\text{NaHSO}_4$.

Реакции кислых солей с солями

Обменные реакции с другими солями протекают, если один из продуктов нерастворим, является газом или слабо диссоциирует. Без такого «движущего» условия реакция обратима и не идёт до конца.

Классический пример - гидрокарбонат кальция с карбонатом натрия:

$$\text{Ca}(\text{HCO}_3)_2 + \text{Na}_2\text{CO}_3 \rightarrow \text{CaCO}_3\downarrow + 2\,\text{NaHCO}_3$$

Нерастворимость $\text{CaCO}_3$ («мел») выводит кальций из равновесия и делает реакцию необратимой. Именно этот принцип используется в водоподготовке для осаждения кальция содой.

Гидрофосфат натрия реагирует с хлоридом кальция с образованием нерастворимого гидрофосфата кальция:

$$\text{Na}_2\text{HPO}_4 + \text{CaCl}_2 \rightarrow \text{CaHPO}_4\downarrow + 2\,\text{NaCl}$$

В стоматологии и фармакологии реакции образования кальциевых фосфатов применяются при синтезе компонентов для костных имплантов и зубных паст.

Термическое разложение кислых солей

При нагревании кислые соли теряют «лишнюю» воду - по существу, конденсируются два аниона с отщеплением $\text{H}_2\text{O}$:

$$2\,\text{NaHCO}_3 \xrightarrow{t} \text{Na}_2\text{CO}_3 + \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2\uparrow$$ $$2\,\text{NaHSO}_4 \xrightarrow{t>300\,{}^\circ\text{C}} \text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_7 + \text{H}_2\text{O}$$

Разложение гидрокарбоната натрия уже при 60 °C объясняет работу питьевой соды в выпечке: нагрев в тесте даёт $\text{CO}_2$, пузырьки которого делают выпечку пористой и мягкой. Схожий принцип работает в порошке для тушения пожаров на основе $\text{NaHCO}_3$.

Рассчитать для своей задачи

Гидрофосфаты при нагревании образуют пирофосфаты - соли пирофосфорной кислоты $\text{H}_4\text{P}_2\text{O}_7$:

$$2\,\text{Na}_2\text{HPO}_4 \xrightarrow{t} \text{Na}_4\text{P}_2\text{O}_7 + \text{H}_2\text{O}$$

Пирофосфат натрия находит применение в пищевой промышленности как эмульгатор (E450).

Растворимость и поведение в водных растворах

Не все кислые соли растворимы в воде - это важный практический момент, который нередко вызывает ошибки в задачах. Гидрокарбонаты натрия ($\text{NaHCO}_3$), калия ($\text{KHCO}_3$) и аммония ($\text{NH}_4\text{HCO}_3$) хорошо растворимы. Гидрокарбонат кальция $\text{Ca}(\text{HCO}_3)_2$ существует только в растворе: в твёрдом виде его выделить не удаётся, при выпаривании сразу получается $\text{CaCO}_3$.

Поведение кислых солей в водном растворе определяется двумя конкурирующими процессами: диссоциацией аниона по второй (третьей) ступени и гидролизом. Для $\text{NaHCO}_3$ реакция среды слабощелочная (pH около 8,3), потому что гидролиз преобладает над диссоциацией: $\text{HCO}_3^-$ частично реагирует с водой, давая $\text{OH}^-$. Для $\text{NaH}_2\text{PO}_4$ среда слабокислая, потому что диссоциация по второй ступени преобладает над гидролизом. Это знание пригодится при составлении уравнений гидролиза кислых солей - задачи ЕГЭ на повышенный уровень.

Кислые соли сильных кислот (прежде всего $\text{NaHSO}_4$) диссоциируют в воде полностью и дают кислую среду с pH меньше 7. Гидрокарбонаты, напротив, создают щелочную среду: буфер на основе $\text{NaHCO}_3$/$\text{Na}_2\text{CO}_3$ широко используется в биологии для поддержания pH 9–10 в ферментативных реакциях. Буфер $\text{NaH}_2\text{PO}_4$/$\text{Na}_2\text{HPO}_4$ поддерживает pH около 7,2–7,4 и незаменим при работе с белками. Кровь человека также буферируется системой гидрокарбонатов - это объясняет, почему гидрокарбонат натрия («сода») при отравлениях вводят внутривенно: он нейтрализует кислоты и восстанавливает pH крови.

Применение кислых солей

Кислые соли встречаются не только в учебных задачах, но и в повседневной жизни и промышленности. Гидрокарбонат натрия ($\text{NaHCO}_3$) - питьевая сода, используется в выпечке, медицине (при изжоге и ацидозе), как компонент огнетушителей. Гидросульфат натрия $\text{NaHSO}_4$ применяется для подкисления ванн при гальванике, в производстве красителей и как реагент в аналитической химии. Кислые фосфаты - дигидрофосфат кальция $\text{Ca}(\text{H}_2\text{PO}_4)_2$ («суперфосфат») - главное фосфорное удобрение в сельском хозяйстве; гидрофосфат натрия $\text{Na}_2\text{HPO}_4$ - пищевая добавка E339, регулятор кислотности в мясных продуктах и молочных консервах.

Понимание химических свойств кислых солей напрямую связано с пониманием их применения: суперфосфат хорошо растворим (в отличие от нерастворимого среднего фосфата кальция $\text{Ca}_3(\text{PO}_4)_2$) и потому доступен корням растений. Именно для повышения доступности фосфора природный фосфорит обрабатывают серной кислотой, получая суперфосфат.

Частые ошибки

• Путают кислую соль со средней при записи формулы. $\text{Na}_2\text{HPO}_4$ - кислая соль (один H в анионе), $\text{Na}_3\text{PO}_4$ - средняя. Индекс у Na не определяет кислотность: считать нужно H в аниональной части.
• Добавляют слишком мало щёлочи при нейтрализации. Для $\text{NaH}_2\text{PO}_4$ нужно 2 моль NaOH на 1 моль соли, чтобы получить среднюю; 1 моль NaOH даст $\text{Na}_2\text{HPO}_4$ - другую кислую соль.
• Не учитывают, что $\text{NaHSO}_4$ - сильная кислота. На ЕГЭ «кислую соль сильной кислоты» часто смешивают со слабокислотными гидрокарбонатами, хотя у них принципиально разная химическая активность.
• Забывают условие для обменных реакций с солями. Без образования осадка, газа или слабого электролита реакция не идёт.
• Ошибки в ионных уравнениях. Слабый электролит (слабая кислота) в ионном уравнении записывается в молекулярной форме; сильный электролит - в ионной. Гидрокарбонат ($\text{HCO}_3^-$) и гидросульфат ($\text{HSO}_4^-$) записываются по-разному: первый как анион, второй расписывается на $\text{H}^+$ и $\text{SO}_4^{2-}$.

FAQ

Чем кислая соль отличается от средней?

В средней соли все атомы водорода кислоты замещены на металл (или $\text{NH}_4^+$). В кислой - один или несколько H сохраняются в анионе. Признак в формуле: наличие H рядом с кислотным остатком - $\text{HCO}_3^-$, $\text{H}_2\text{PO}_4^-$, $\text{HSO}_4^-$. Средние соли этого H не имеют: $\text{CO}_3^{2-}$, $\text{PO}_4^{3-}$, $\text{SO}_4^{2-}$.

Как определить, что перед нами кислая соль, а не кислота?

Кислая соль содержит катион металла (или $\text{NH}_4^+$) и кислотный остаток с незамещённым H. Кислота состоит целиком из H и кислотного остатка - катиона металла нет. $\text{H}_2\text{SO}_4$ - кислота; $\text{NaHSO}_4$ - кислая соль. Если в формуле перед кислотным остатком стоит металл, это соль.

Все ли кислые соли растворимы в воде?

Нет. Гидрокарбонаты натрия, калия и аммония растворимы хорошо; гидрокарбонат кальция существует только в растворе. Кислые фосфаты кальция ($\text{CaHPO}_4$, $\text{Ca}(\text{H}_2\text{PO}_4)_2$) малорастворимы или плохо растворимы. Таблица растворимости должна учитываться при составлении условий реакции.

Коротко

Кислые соли - продукты неполной нейтрализации многоосновных кислот: в анионе сохраняется один или несколько атомов H. Их главные реакции: с щёлочами (нейтрализация до средней соли, число молей щёлочи = числу незамещённых H), с кислотами (вытеснение слабых кислот, нередко с выделением газа), с солями (обменные реакции только при образовании осадка, газа или слабого электролита) и термическое разложение (конденсация и потеря воды). Особое место занимает $\text{NaHSO}_4$ - кислая соль сильной кислоты, ведущая себя в растворе как полноценная кислота. Знание этих закономерностей позволяет уверенно составлять молекулярные и ионные уравнения в задачах ЕГЭ и олимпиадных заданиях по неорганической химии.