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.
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 -
Кисло́ты - сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков. Они получили своё название из-за кислого вкуса большинства кислот. В водных растворах они диссоциируют на катион водорода (протон) и анион кислотного остатка.
По определению Льюиса, кислота - это электролит (вещество, участвующее в реакциях с переходом электрона), принимающий электронную пару в реакции с основанием, то есть веществом, отдающим электронную пару (см. кислота Льюиса). В теории Бренстеда-Лоури, кислота - вещество, отдающее протон (основание - вещество, принимающее протон).
В рамках теории электролитической диссоциации кислота - это электролит, при электролитической диссоциации которого из катионов образуются лишь катионы водорода.
Соляная кислота (в стакане)
В 1778 французский химик Антуан Лавуазье предположил, что кислотные свойства обусловлены наличием в молекуле атомов кислорода. Эта гипотеза быстро доказала свою несостоятельность, так как многие кислоты не имеют в своём составе кислорода, в то время как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств. Тем не менее, именно эта гипотеза дала название кислороду как химическому элементу.
В 1839 немецкий химик Юстус Либих дал такое определение кислотам: кислота - это водородосодержащее соединение, водород которого может быть замещён на металл с образованием соли .
Первую попытку создать общую теорию кислот и оснований предпринял шведский физикохимик Сванте Аррениус. Согласно его теории, сформулированной в 1887, кислота - это соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием протонов (ионов водорода H +) . Теория Аррениуса быстро показала свою ограниченность, она не могла объяснить многих экспериментальных фактов. В наше время она имеет главным образом историческое и педагогическое значение.
В настоящее время наиболее распространены три теории кислоты и оснований. Они не противоречат друг другу, а дополняют.
Следует также отметить, что многие вещества проявляют амфотерные свойства, то есть ведут себя как кислоты в реакциях с основаниями и как основания - в реакциях с более сильной кислотой.
(в данном случае образуется непрочная угольная кислота , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)
Например,
Что такое кислота? Можно сказать, что это одно из самых распространенных химических веществ. Еще это важнейший продукт хозяйства и сырье для разных отраслей химической промышленности - почти ни один технологический процесс не обходится без участия в нем кислот. А роль кислот в живом организме? Они поставляют необходимые ему ионы водорода и других элементов. Наша поджелудочная железа - микрозавод по производству соляной кислоты, без которой нарушается процесс пищеварения. Кислоты входят в состав огромных молекул ДНК и РНК… Много интересного можно еще рассказать о них. Но все это - еще не ответ на поставленный вопрос, который, как оказалось, затруднителен даже для ученых, постоянно общающихся с кислотами.
В чем же трудность? Почему в наше время, когда удалось расшифровать структуру сложнейших органических молекул, когда ученые уже заглядывают внутрь элементарных частиц, сохранилась такая заповедная область в химии? Возможно, потому, что нет четкой основы для определения основного свойства кислот - их силы.
Это кажется невероятным. Ведь первое, что каждый из нас на собственном опыте узнает о кислоте, как раз и есть представление о ее способности реагировать с другими веществами. За небрежное обращение с сильной азотной кислотой мы расплачиваемся ожогами на коже или, в лучшем случае, дырками в одежде, а раствором слабой борной кислоты промываем детям глаза. Известно, что азотная, серная кислоты бурно взаимодействуют с , борная же почти не вступает в с ними. Да уже давно - с конца позапрошлого века - химики на практике легко и просто узнают, насколько сильна кислота - для этого они смотрят, в какой степени она диссоциирует (диссоциация - это расщепление молекулы на отдельные ионы) в водном растворе.
Даже не говоря уже о житейском «методе» определения силы кислоты, далеко не безупречном с точки зрения техники безопасности, следует признать, что другие, чисто научные методы тоже имеют свои недостатки. Трудно систематизировать кислоты по их отношению к металлам, потому что оно определяется не только свойствами кислоты, но и свойствами самого металла. Точно так же и вода - не инертный растворитель: она совсем не безразлична к растворенной в ней кислоте и в принципе может наладить с ней химические взаимоотношения. Значит, понятие «степень диссоциации» тоже не вполне однозначно. Однако оно все же выручает химиков, работающих с водными растворами.
Но попробуйте войти в положение тех, кто работает с кислотами в неводных растворах. Им-то как быть? Вот если бы удалось связать свойства кислоты со структурой ее молекулы…
Давайте ненадолго отвлечемся от почти детективного сюжета, разворачивающегося перед нами, и оглядимся. Мы заметим, что на сцене природы пьесы «Химия» и «Физика» играют, в сущности, одни и те же исполнители. Только в традиционных химических действиях атомы и молекулы прикрыты такими пышными одеждами из устрашающих названий разных соединений и так скованы химическими канонами, что за всем этим так же трудно разглядеть физическую основу их поведения, как в театре масок рассмотреть настоящее лицо актера. И в нашем случае с кислотами тоже не удавалось связать свойства молекул кислоты с их внутренней электронной структурой. Но если бы это произошло, тогда отпала бы необходимость в «гадании» на воде о силе кислот.
Относительную силу кислоты (здесь и везде речь идет о протонных кислотах, содержащих водород) можно определить по ее способности отдавать протон. То есть по связи атома водорода в молекуле кислоты. Ухватимся за эту путеводную нить и посмотрим, куда она нас приведет.
Как только отдельные атомы соединяются в молекулу, часть их личного имущества - внешние, валентные электроны - обобществляется. Они образуют электронное одеяло,
укутывающее всю молекулу. Если одеяло равномерно прикрывает атомы, они остаются нейтральными. Но так происходит только в том случае, когда атомные партнеры с одинаковой силой притягивают к себе электроны. На самом деле один из них всегда оказывается сильнее и чаще стягивает их на себя, оголяя своего соседа.
Именно так недружелюбно и ведет себя по отношению к водороду в молекуле кислоты. От избытка натянутых на себя электронов он превращается в отрицательно заряженный ион кислорода, а у водорода просвечивает положительный заряд протона. Теперь, кроме обычных взаимоотношений в виде «натянутого» обмена валентными электронами, между атомами водорода и кислорода возникает еще и ионная связь - попросту говоря, притяжение зарядов разного знака.
Активное поведение атома кислорода приводит к важным последствиям: меняется способность кислоты отдавать при диссоциации в водном растворе свой протон. Чем сильнее оттягивает на себя электроны атом кислорода, тем легче протону в растворе уйти из-под его химической опеки! И вот почему. Вблизи молекул воды существуют сильные электрические поля. Они не страшны атомам, хорошо укрытым электронным одеялом Однако в кислотах равноправия нет. Общие электроны большую часть времени проводят около кислорода. А положительно заряженный протон и отрицательно заряженный ион кислорода беззащитны перед действием электрических полей воды. Кулоновские силы расщепляют молекулу. Чем чаще побеждает кислород в борьбе за обладание электронами, тем больше его электрический заряд, или, как говорят химики, тем больше степень ионности связи Н - О. А следовательно, и степень диссоциации кислоты.
Вот ниточка и привела нас к цели. Оказывается, силу кислоты можно связать со структурой ее молекулы, а точнее - с вероятностью нахождения валентных электронов около кислорода. Такие рассуждения - не новость для химиков, но в их руках не было подходящего инструмента для измерения плотности электронного одеяла в разных местах молекулы. Дело не двигалось с места до тех пор, пока на помощь не подоспели физики.
Группа сотрудников Лаборатории ядерных проблем впервые обнаружила редкую реакцию захвата отрицательных пи-мезонов протонами - ядрами атомов водорода. В результате протон превращается в нейтрон и нейтральный мезон, который очень быстро распадается на два гамма-кванта. Элементарная логика подсказывает: раз можно точно установить факт захвата мезонов именно водородом, то, значит, пара гамма-квантов выдаст присутствие даже одного водородного атома в сложном химическом соединении. Хорошо, - скажете вы, - но какое отношение имеет все это к кислотам и вообще к химии? Самое прямое.
Самое прямое, хотя сначала никто из авторов этого открытия и не думал, что мезоны могут как-то помочь разобраться именно в свойствах кислот. Физики были только удивлены тем, что химически связанные атомы водорода совершенно теряют свойственный свободному водороду «аппетит» к мезонам и захватывают их приблизительно в тысячу раз реже. Однако, заинтересовавшись этим явлением провели целую серию измерений, облучая мезонами разные вещества, содержащие водород. И вот что обнаружилось: «аппетит» протонов зависит от характера взаимоотношений атома водорода с другими атомами молекулы. Сомнений не оставалось: ядерная реакция чутко реагировала на изменение электронной структуры молекул. Разработанная модель больших мезомолекул помогла разобраться в этом интересном физическом явлении.
Вместе с потерей «личного» электрона, протон лишается и собственной посадочной площадки для мезона. Вот если он случайно застрянет в общем электронном одеяле, то есть образуется большая мезомолекула, тогда у протона появляется маленький шанс на захват мезона. Осуществится он или нет - теперь целиком зависит от поведения атома кислорода.
В молекуле кислоты общими валентными электронами в основном владеет кислород, а вероятность захвата мезона водородом тем меньше, чем меньше плотность электронов вблизи него. Значит, стоит лишь подсчитать, сколько гамма-квантов вылетает из мишени, облучаемой мезонами, и мы узнаем, насколько сильно электроны оттянуты от протона, то есть определим степень ионности связи Н - О!
К использованию этого физического явления в химических исследованиях пришли с двух сторон. Физикам интересно было использовать обнаруженное ими явление, химикам хотелось получить в руки новый метод исследования.
Альянс оказался плодотворным, и вот первый успех. По измерению вероятности захвата мезонов протонами в нескольких кислотах нашли распределение плотности общих электронов в молекулах. А затем эти кислоты расположили в ряд по степени ионности связи Н - О. Оказалось, что точно в таком же порядке располагаются кислоты и по степени их диссоциации.
Общую картину благополучия несколько портила только органическая щавелевая кислота: по диссоциации в водном растворе ее относят к кислотам средней силы, а в опытах с мезонами она проявила себя как сильная. В чем же дело? Неужели метод мезонного силомера просто непригоден здесь? Наоборот. Обнаружилась еще одна его возможность. С его помощью, может быть, удастся глубже проникнуть в природу очень интересного химического явления - водородных связей.
Из всего обилия существующих в природе элементов только некоторые, в том числе кислород и азот, особенно неравнодушны к водороду. Даже исчерпав все свои валентные возможности, они все-таки образуют с водородом соседней молекулы дополнительные, очень слабые и во многом еще загадочные водородные связи.
По правилам «чистой» химии воде надлежит кипеть при температуре -80°С. О горячем чае мы могли бы только мечтать, если б не было водородных связей. Но дело в том, что вода в стакане, в ванне, в океане - это не просто скопление отдельных молекул, а бесконечный, сложный, упорядоченный хоровод из склеенных между собой водородными связями частичек воды. Каждый атом водорода «держится» не только за «свой» кислород, но и за кислород соседней молекулы.
Всем известный аммиак кипит при температуре - 30°С, а не будь водородных связей, температура опустилась бы до -150°С! И тогда это важнейшее химическое сырье было бы столь же сложно получать, как и жидкий азот.
Водородные связи на порядок слабее обычных химических, но, тем не менее, влияние их на нашу жизнь огромно. Более того, сама жизнь без них была бы невозможна. Водородные связи определяют и структуру носителя генетической информации - двойной спирали молекулы ДНК, и биологическую активность белков, осуществляющих обмен веществ в организме.
История с щавелевой кислотой как раз и помогла выявить чувствительность мезонного метода к этим слабым сцеплениям, возникающим между атомами. По-видимому, двуликость щавелевой кислоты тоже можно объяснить влиянием водородных связей. Они попарно склеивают молекулы кислоты так, что атомы водорода оказываются зажатыми между двумя кислородными - своим и принадлежащим другой молекуле. Как показывают специальные опыты в твердой щавелевой кислоте, протон действительно связан «по рукам и ногам».
Если протону, объединенному с кислородом общим электронным покрывалом, и так очень редко удается понежиться под ним, то положение протона щавелевой кислоты еще хуже: ведь кислород второй молекулы тоже владеет избытком электронов и заряжен отрицательно. Поэтому он, чуточку притягивая к себе «чужой» протон, в то же время отталкивает его электроны, оголяя его еще больше. А мезонный силомер фиксирует добавочную эту силу воздействия на электроны со стороны соседнего кислорода, и кислота кажется сильнее, чем она есть на самом деле.
Работа с кислотами - это только начало, демонстрация возможностей нового метода. Мезоны приобретают вторую специальность Их способность быстро разбираться в том, в каких условиях находятся атомы водорода в молекулах сложных веществ, открывает перед этими частицами много химических тайн.
Ценность нового метода - в его возможности выделить связь водорода с другими атомами, независимо от сложности химического соединения. С помощью мезонов можно прощупать реальное распределение плотности валентных электронов в различных молекулах, содержащих водород.
Сейчас трудно сказать, какое применение мезонного метода окажется наиболее интересным.
) и кислотного остатка.
Есть несколько определений кислот и основания, в зависимости от теорий:
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. |
