Кислоты краткое содержание. Кислоты

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

2) Основность кислоты

Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H + , а также замещаться на атомы металла:

4) Растворимость

5) Устойчивость

7) Окисляющие свойства

Химические свойства кислот

1. Способность к диссоциации

Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:

либо в таком виде: HCl = H + + Cl —

либо в таком: HCl → H + + Cl —

По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.

В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать в уравнении вместо знака две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H + :

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 — H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H 3 PO 4 диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H 2 PO 4 — , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO 4 2- . Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H + .

Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Взаимодействие кислот с металлами

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H 2 SO 4(конц.) и HNO 3) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

H 2 SO 4(разб.) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 , то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Взаимодействие кислот с солями

Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO 3 и концентрированной H 2 SO 4 без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.

Высокая окислительная способность концентрированной серной и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

18HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.

6HI + Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H 2 S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы.

) и кислотного остатка.

Есть несколько определений кислот и основания, в зависимости от теорий:

Классификация кислот.

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O,

2 CO3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O.

4. В случае многоосновности кислот они диссоциируют ступенчато, поэтому часто наблюдается образование кислых солей вместо средних:

KOH + H 2 S = KHS + H 2 O.

5. Реакция с индикатором: Лакмус в кислой среде становится красного цвета, метилоранж - красный, конго красный - синий.

6. Специфические свойства кислот:

Образование нерастворимых солей:
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ (белый осадок) + HNO 3.	2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 +8H 2 O.
3AgNO 3 + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ (желтый осадок)+ 3HNO 3.	H 2 S + Br 2 = S + 2HBr.
	Если в реакцию вступает кислородосодержащая кислота, то окисляться она может только если находится в промежуточной степени окисления:
	H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl.
	В остальных случаях они - окислители. Особенно это свойства проявляется во взаимодействии с простыми веществами:
	Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

Кислоты

Кислоты представляют собой химически сложные вещества, молекулы которых состоят из кислотного остатка и атомов Н водорода (одного или нескольких). Недаром слова «кислый» и «кислота» - однокоренные: по своим вкусовым качествам все кислоты имеют кислый привкус, что совсем не означает, что кислотные составы можно пробовать. Среди них, большая половина - едкие, а остальные даже токсичные. Есть, конечно, и исключения – уксусная, лимонная, яблочная, аскорбиновая и щавелевая, которые знакомы каждому с детства, и их успешно используют в пищевой промышленности.

Какого бы происхождения ни была кислота (природного или синтетического), она всегда в своей структуре будет иметь определенное количество атомов водорода, которые могут вступать в реакционные соединения. В ходе химической реакции каждая молекула кислоты будет отдавать атомы водорода, а взамен будет принимать атомы различных металлов. Так происходит замещение.

Кислоты принято классифицировать по двум признакам:

1.­­ ­или есть атомы кислорода в молекуле,
2.­­ ­по количеству водородных атомов, которые способны замещаться на атомы металлов.

Первая группа, в свою очередь, имеет две подгруппы:

­- бескислородные кислоты (фтороводородная кислота HF, соляная HCl, бромоводородная HBr, иодоводородная HI, сероводородная H 2 S).
­- кислородосодержащие кислоты (серная H 2 SO 4 , сернистая H 2 SO 3 , фосфорная H 3 PO 4 , угольная H 2 CO 3 , азотная HNO 3 , кремниевая H 2 SiO 3).

Вторая группа тоже имеет несколько подгрупп:

­- одноосновные кислоты (имеют 1 атом водорода),
­- двухосновные кислоты (имеют 2 атома водорода),
­- трехосновные кислоты (имеют 3 атома водорода).

Химические свойства кислот описываются следующими правилами:

1.­­ ­Кислоты взаимодействуют с основаниями, образуя соль, которая всегда будет содержать неизменный кислотный остаток. Эта реакция получила название нейтрализации. Второй продукт, образующийся в ходе протекания реакции нейтрализации, это – вода.

Чтобы нейтрализация состоялась, требуется выполнить следующее условие: хотя бы один из компонентов должен хорошо растворяться в воде. А так как кислоты отлично соответствуют этому параметру, они могут взаимодействовать как с нерастворимыми, так и с растворимыми основаниями. Исключение – кремниевая кислота, которая практически не растворяется в воде, поэтому может вступать в реакцию только с растворимыми основаниями (KOH, NaOH).

2.­­ ­Растворы кислот действуют на индикаторы (специальные вещества), изменяя их окраску в воде. Кислоты изменяют цветовую окраску индикатора в один определенный цвет, поэтому всегда можно точно определить, что в составе вещества присутствует кислота.­ Так, лакмус и оранжевый метиловый станут красными.

Индикаторы – вещества довольно сложного строения. В основаниях и нейтральных растворах они будут совсем другого цвета, чем в кислотной среде.

3.­­ ­Кислоты реагируют с металлами при выполнении такого условия:

­- металл по шкале активности должен быть максимально реакционноспособным. Так серебро, золото и медь с кислотой реагировать не будут, а цинк, кальций и натрий, наоборот, будут взаимодействовать очень активно. Причем будет выделяться много газов водорода и большое количество тепла.

Некоторые металлы будут вступать в реакцию только с разбавленными кислотами. Если же кислоты концентрированные (безводные), то никакого замещения не произойдет.

Различают два вида кислот: органические и неорганические, различия между ними в том, что первые всегда содержат молекулы углерода.
Органические поступают в организм с ягодами, овощами, фруктами и молочными продуктами. Некоторые кислоты являются витаминами, как, например, витамин С – аскорбиновая .

Неорганические кислоты тоже могут поступать с продуктами питания, но могут и вырабатываться организмом самостоятельно. Соляная кислота присутствует в желудочном соке, под ее действием погибают бактерии, попадающие в желудок с пищей. Сероводородная кислота содержится в минеральной воде.

Применение кислот

Серная кислота занимает первое место среди кислот. Она в больших количествах применяется для производства удобрений, химических волокон, лекарств. Ею заполняют кислотные аккумуляторы, используют для извлечения металлов из руды. В нефтяной промышленности ее применяют для очистки нефтепродуктов.

Уксусная кислота обладает бактерицидным действием, ее раствор применяют при консервировании продуктов питания, для получения лекарств, при производстве , в крашении и книгопечатании.

Соляная кислота используется для обработки зон скважин в нефтяной промышленности.

Азотная кислота играет большую роль при производстве удобрений, лаков, красителей, пластмасс, взрывчатых и лекарственных веществ.

Фосфорная кислота входит в состав обезжиривающих составов для металлических материалов перед нанесением на них защитных составов. Включается в состав веществ для преобразования ржавчины перед нанесением краски, и применяется в качестве защиты от коррозии трубопроводов.

Лимонная кислота применяется при создании косметических средств, в качестве разбавителя и консерванта. Благодаря своим свойствам отбеливать, очищать и вяжущему действию, она входит в состав очищающих кремов, ополаскивателей , кремов от пигментации, красок для волос.

Ацетилсалициловая кислота эффективна при профилактике заболеваний сердечно-сосудистой системы, уменьшает образование тромбов, обладает анальгезирующим эффектом, поэтому применяется .

Борная кислота также применяется в из-за своего антисептического свойства. Ее применяют при педикулезе (вшивости), при лечении отитов, конъюнктивитов, воспалений кожных покровов.

Стеариновая кислота используется в мыловарении. Добавление ее в мыло гарантирует, что продукт будет делать кожу гладкой, мягкой и обладать успокаивающим эффектом.

Кислоты - сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков.

Классификация кислот

1. По числу атомов водорода: число атомов водорода ( n ) определяет основность кислот:

n = 1 одноосновная

n = 2 двухосновная

n = 3 трехосновная

2. По составу:

а) Таблица кислород содержащих кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:

Кислота (Н n А)	Кислотный остаток (А)	Соответствующий кислотный оксид
H 2 SO 4 серная	SO 4 (II) сульфат	SO 3 оксид серы (VI )
HNO 3 азотная	NO 3 (I) нитрат	N 2 O 5 оксид азота (V )
HMnO 4 марганцевая	MnO 4 (I) перманганат	Mn 2 O 7 оксид марганца ( VII )
H 2 SO 3 сернистая	SO 3 (II) сульфит	SO 2 оксид серы (IV )
H 3 PO 4 ортофосфорная	PO 4 (III) ортофосфат	P 2 O 5 оксид фосфора (V )
HNO 2 азотистая	NO 2 (I) нитрит	N 2 O 3 оксид азота (III )
H 2 CO 3 угольная	CO 3 (II) карбонат	CO 2 оксид углерода ( IV )
H 2 SiO 3 кремниевая	SiO 3 (II) силикат	SiO 2 оксид кремния (IV)
НСlO хлорноватистая	СlO (I) гипохлорит	С l 2 O оксид хлора (I)
НСlO 2 хлористая	СlO 2 (I) хлорит	С l 2 O 3 оксид хлора (III)
НСlO 3 хлорноватая	СlO 3 (I) хлорат	С l 2 O 5 оксид хлора (V)
НСlO 4 хлорная	СlO 4 (I) перхлорат	С l 2 O 7 оксид хлора (VII)

б) Таблица бескислородных кислот

Кислота (Н n А)	Кислотный остаток (А)
HCl соляная, хлороводородная	Cl (I ) хлорид
H 2 S сероводородная	S (II ) сульфид
HBr бромоводородная	Br (I ) бромид
HI йодоводородная	I (I ) йодид
HF фтороводородная,плавиковая	F (I ) фторид

Физические свойства кислот

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO 3 , борная H 3 BO 3 . Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H 2 SiO 3 . Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислый вкус содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и т.д.

Способы получения кислот

бескислородные	кислородсодержащие
HCl, HBr, HI, HF, H 2 S	HNO 3 , H 2 SO 4 и другие
ПОЛУЧЕНИЕ
1. Прямое взаимодействие неметаллов H 2 + Cl 2 = 2 HCl	1. Кислотный оксид + вода = кислота SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой 2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ­

Химические свойства кислот

1. Изменяют окраску индикаторов

Название индикатора	Нейтральная среда	Кислая среда
Лакмус	Фиолетовый	Красный
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный
Метилоранж	Оранжевый	Красный
Универсальная индикаторная бумага	Оранжевая	Красная

2.Реагируют с металлами в ряду активности до H 2

(искл. HNO 3 –азотная кислота)

Видео "Взаимодействие кислот с металлами"

Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H 2 (р. замещения)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов

Видео "Взаимодействие оксидов металлов с кислотами"

Ме х О у + КИСЛОТА= СОЛЬ + Н 2 О (р. обмена)

4. Реагируют с основаниями – реакция нейтрализации

КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H 2 O (р. обмена)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется кислота, выпадающая в осадок или выделяется газ:

2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ­ ( р . обмена )

Видео "Взаимодействие кислот с солями"

6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании

(искл. H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 )

КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р. разложения)

Запомните! Неустойчивые кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду :

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:

СаS + 2HCl = H 2 S + Ca Cl 2

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Распределите химические формулы кислот в таблицу. Дайте им названия:

LiOH , Mn 2 O 7 , CaO , Na 3 PO 4 , H 2 S , MnO , Fe (OH ) 3 , Cr 2 O 3 ,HI , HClO 4 , HBr , CaCl 2 , Na 2 O , HCl , H 2 SO 4 , HNO 3 , HMnO 4 , Ca (OH ) 2 , SiO 2 , Кислоты

Бес-кисло-

родные

Кислород- содержащие

растворимые

нераст-воримые

одно-

основные

двух-основные

трёх-основные

№2. Составьте уравнения реакций:

Ca + HCl

Na + H 2 SO 4

Al + H 2 S

Ca + H 3 PO 4
Назовите продукты реакции.

№3. Составьте уравнения реакций, назовите продукты:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO 3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

№4. Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:

KOH + HNO 3

NaOH + H 2 SO 3

Ca(OH) 2 + H 2 S

Al(OH) 3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H 2 SO 4 + K 2 CO 3

HNO 3 + CaCO 3

Назовите продукты реакции.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1. "Формулы и названия кислот"

Тренажёр №2. " Установление соответствия: формула кислоты - формула оксида"

Техника безопасности - Оказание первой помощи при попадании кислот на кожу

Техника безопасности -