Кислоты классификация кислот способы получения кислот

Кислоты — классификация, получение и свойства

Общая формула кислот H_nAc, где n – число атомов водорода, равное заряду иона кислотного остатка, Ac — кислотный остаток.

Классификация кислот

Сила кислот убывает в ряду:

Кислородосодержащие кислоты и соответствующие кислотные оксиды

Физические свойства кислот

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO₃, борная H₃BO₃. Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H₂SiO₃.

Получение кислот

1) Взаимодействие простых веществ
(получают бескислородные кислоты)
H₂ + Cl₂ = 2HCl,

2) Взаимодействие кислотных оксидов с водой
(получают кислородсодержащие кислоты)
SO₃ + H₂O = H₂SO₄,

3) Взаимодействие солей с растворами сильных кислот
(получают слабые кислоты)
Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2NaCl,

4) Электролиз водных растворов солей

Химические свойства кислот

1) Растворы кислот кислые на вкус, изменяют окраску индикаторов:
лакмуса в красный цвет, метилового оранжевого – в розовый, цвет фенолфталеина не изменяется.

В водном растворе растворимые кислоты диссоциируют, образуя ион водорода, и кислотный остаток:

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

2) Взаимодействие с металлами

Водород из кислот-неокислителей могут вытеснять только металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода.

Кислоты-окислители — азотная и серная конц., реагируют с металлами по-другому, потому что в качестве окислителя выступает элемент кислотного остатка, а не водород!

3) Взаимодействие с основными оксидами

(если образуется растворимая соль)

4) Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

Многоосновные кислоты образуют кислые и средние соли:

5) Взаимодействие с солями

Реакции с солями происходят только в том случае, если в результате химического превращения образуется малодиссоциирующее вещество, выделяется газ или выпадает осадок.

В этом случае выделяется углекислый газ и образуется малодиссоциирующее вещество – вода.

Реакция происходит, так как образуется осадок.

6) Специфические свойства кислот

Связаны с окислительно-восстановительными реакциями, бескислородные кислоты в растворе могут только окисляться (проявлять восстановительные свойства):

2KMn +7 O₄ + 16HCl — = Cl₂ 0 + 2KCl + 2Mn +2 Cl₂ + 8H₂O,

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться (проявлять восстановительные свойства), только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

Если центральный атом находится в максимальной степени окисления, то кислоты проявляют окислительные свойства, например, взаимодействие с металлами и неметаллами:

Источник

Виды кислот и способы их получения

В химии неорганические соединения делятся на простые и сложные вещества. Простые состоят из атомов одного химического элемента, сложные — из нескольких. Сложные неорганические вещества делятся на пять основных классов: кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, оксиды, соли.

Разберёмся с первым классом из списка — кислотами.

Что такое кислота — определение в химии

Кислоты — это сложные вещества, которые состоят из атомов водорода и кислотных остатков.

Общая формула: H x ( A c ) — n , где

A c — кислотный остаток;

x — число атомов водорода;

n — степень окисления кислотного остатка.

В химических реакциях активный атом водорода может замещаться на атом металла, в результате чего получается соль. Кислотный остаток — это часть молекулы кислоты без атомов водорода. Валентность кислотного остатка равна числу связанных с ним атомов водорода.

Виды кислот и их классификация, какие бывают (примеры)

Существуют несколько классификаций кислот. Разберёмся с основной классификацией, созданной по формальным признакам: содержанию кислорода, растворимости и так далее.

По содержанию кислорода

Кислоты могут делиться на кислородосодержащие и бескислородные.

Кислородсодержащие получаются при воздействии воды на кислотные оксиды — ангидриды.

Их название в корне содержит название элемента, входящего в состав ангидрида. Примеры:

• H 2 S O 4 — серная (сера — ангидрид);
• H N O 3 — азотная (азот — ангидрид);
• H 3 P O 4 — фосфорная (фосфор — ангидрид).

Номенклатура выглядит следующим образом. В случае, если элементу соответствуют несколько кислот, для названия кислоты с большей валентностью такого элемента употребляют суффикс «Н» или «В». Для кислот с меньшей валентностью элемента в названиях добавляют еще один суффикс «ИСТ». Например, серная ( H 2 S O 4 ) и сернистая кислота ( H 2 S O 3 ).

Бескислородные представляют собой растворы некоторых газов в воде. Названия бескислородных кислот составляют по принципу: элемент + водородная кислота.

• H2S — сероводородная;
• НСl — хлороводородная (соляная);
• НF — фтороводородная (плавиковая).

Важно, что газ и раствор газа имеют различные свойства. Например, хлороводород и соляная кислота.

Газ хлороводород можно получить из водорода и хлора. Уравнение:

H 2 + C l 2 → 2 H C l

В сухом состоянии такой газ не проявляет кислотных свойств. При перевозке в тех же металлических ёмкостях не происходит никаких реакций. Но, если хлороводород растворить в воде, получается раствор, который называют соляной кислотой. Она обладает сильными кислотными свойствами и опасна при реагировании с металлом.

По растворимости в воде

Кислоты делят на растворимые и нерастворимые. Большинство кислот растворимы. Нерастворимые — кремниевая H 2 S i O 3 и все органические карбоновые кислоты, содержащие десять атомов углерода и больше.

По летучести

Летучие кислоты — это химические соединения, которые быстро испаряются при нормальных условиях, то есть молекулы легко переходят в газовую фазу. В их список входят, к примеру, органические соединения, которые образуются в человеческом организме в результате процесса пищеварения, болезней или метаболизма.

Список летучих кислот:

• H N O 3 — азотная;
• H C l — хлороводородная;
• H B r — бромоводородная;
• H F — фтороводородная;
• H I — иодоводородная;
• H 2 S — сероводородная;
• H 2 S e — селеноводородная.

Нелетучими являются все остальные. Они стабильны в водных растворах.

По силе (степени диссоциации)

Кислоты также можно разделить на сильные и слабые. Если в водном растворе кислота полностью распадается на ионы (диссоциирует), то она является сильной. Слабые кислоты не распадаются на ионы полностью, обычно их диссоциация протекает в незначительной степени.

Как определить силу кислоты, то есть степень диссоциации? Можно использовать лёгкий приём: вычесть из числа атомов O число атомов H. Если в ответе получается число меньше 2 — слабая. Больше или равно — сильная.

• H 2 SO 4 = 4 — 2 = 2 — сильная;
• H 3 P O 4 = 4 — 3 = 1 — слабая.

Степень диссициации можно также установить экспериментальным путем посредством измерения проводимости растворов. Разбавленные растворы сильных кислот хорошо проводят электрический ток, растворы слабых кислот — плохо.

Характерные химические и физические свойства

Химические свойства

Взаимодействие с основными оксидами. Образуются соль и вода:

C a O + 2 H C l → C a C l 2 + H 2 O

Взаимодействие с амфотерными оксидами. Образуются соль и вода:

Z n O + 2 H N O 3 → Z n ( N O 3 ) 2 + H 2 O

Взаимодействие со щелочами. Образуются соль и вода (реакция нейтрализации):

N a O H + H C l → N a C l + H 2 O

Взаимодействие с солями. Реакция протекает, если выпадает осадок или выделяется газ:

B a C l 2 + H 2 S O 4 → B a S O 4 ↓ + H C l ↑

Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:

K 3 P O 4 + 3 H C l → 3 K C l + H 3 P O 4

Также металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (если соль, которая образуется в итоге, растворима):

M g + 2 H C l → M g C l 2 + H 2 ↑

Однако! С азотной и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:

M g + 2 H 2 S O 4 → M g S O 4 + S O 2 ↑ + 2 H 2

Физические свойства

При нормальных условиях большинство неорганических кислот существуют в жидком состоянии, некоторые являются твердыми веществами ( H 3 P O 4 , H 2 S i O 3 ) . Большинство бескислородных кислот в безводном состоянии являются газами ( Н С l , H 2 S ) . Практически все неорганические кислоты хорошо растворимы в воде, кроме кремниевой ( H 2 S i O 3 ) , сероводородной ( H 2 S ) .

Получение и применение кислот

Кислоты можно получить несколькими методами.

Взаимодействие кислотного оксида с водой:

H 2 O + S O 3 → H 2 S O 4

Взаимодействие водорода и неметалла:

H 2 + C l 2 → 2 H C l

Вытеснение слабой кислоты из солей более сильной кислотой:

3 H 2 S O 4 + 2 K 3 P O 4 → 3 K 2 S O 4 + H 3 P O 4

Кислоты находят широкое применение в различных сферах. К примеру, серная используется для производства лакокрасочных материалов и минеральных удобрений. Борная является медицинским антисептиком. Уксусную и лимонную добавляют при приготовлении выпечки, а аскорбиновую применяют при лечении простудных заболеваний.

Источник

Урок №47. Кислоты. Состав. Классификация. Номенклатура. Получение кислот

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 кислородсодержащих кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:

Кислотный остаток (А)

Соответствующий кислотный оксид

SO ₃ оксид серы ( VI )

HMnO ₄ марганцевая

MnO ₄ (I) перманганат

Mn ₂ O ₇ оксид марганца ( VII )

SO ₂ оксид серы ( IV )

PO ₄ (III) ортофосфат

P ₂ O ₅ оксид фосфора ( V )

N ₂ O ₃ оксид азота ( III )

CO ₂ оксид углерода ( IV )

SiO ₂ оксид кремния (IV)

СlO (I) гипохлорит

С l ₂ O оксид хлора ( I)

НСlO ₂ хлористая

С l ₂ O ₃ оксид хлора ( III)

НСlO ₃ хлорноватая

С l ₂ O ₅ оксид хлора ( V)

СlO ₄ (I) перхлорат

С l ₂ O ₇ оксид хлора ( VII)

» jsaction=»rcuQ6b:WYd;»>

б) Таблица бескислородных кислот

Кислотный остаток (А)

HCl соляная, хлороводородная

H ₂ S сероводородная

» jsaction=»rcuQ6b:WYd;»>

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

HCl, HBr, HI, HF, H ₂ S

1. Прямое взаимодействие неметаллов

1. Кислотный оксид + вода = кислота

2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой

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

Источник

Кислоты классификация кислот способы получения кислот

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н + (точнее – катионы гидроксония H₃O + ):

НCl = Н + + Cl – (НCl + H₂O = H₃O + + Cl – )
HNO₃ = Н + + NO₃ – (HNO₃ + H₂O = H₃O + + NO₃ – )

Кислоты – вещества молекулярного строения. Атомы в молекулах кислот связаны ковалентными полярными химическими связями. Чем более поляризована связь между атомом водорода, способным отщепляться в виде катиона водорода, и атомом какого–либо другого элемента, тем легче происходит её распад с образованием ионов, тем сильнее кислота.

Классифицировать кислоты можно по разным признакам.

• По содержанию кислорода кислоты могут быть бескислородными (например, НCl, НВг, HI, H₂S, HCN) и кислородсодержащими (например, H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄).
• По числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металлов (по основности), кислоты могут быть одноосновными (НCl, НВг, HI, HNO₃), двухосновными (H₂SO₄, H₂SO₃, H₂СО₃, H₂S), трёхосновными (H₃PO₄, H₃AsO₄) и т. д. Существуют и кислоты большей основности, например пирофосфорная Н₄Р₂O₇ – четырёхосновная.
• По степени диссоциации кислоты могут быть сильными (НCl, НВг, HI, HNO₃, H₂SO₄) и слабыми (H₂S, H₂SiO₃, H₂CO₃, СH₃СООН).
• По растворимости кислоты могут быть растворимыми в воде (H₂SO₄, HNO₃, НCl, СH₃СООН) и нерастворимыми в воде (H₂SiO₃, C₁₇H₃₅СООН).
• По стабильности кислоты могут быть стабильными (H₂SO₄, НCl, H₃РO₄) и нестабильными (H₂CO₃, H₂SO₃, HNO₂). Нестабильные кислоты, как правило, невозможно выделить в свободном состоянии, они существуют только в растворах.
• По летучести кислоты могут быть летучими (НCl, HNO₃, СH₃СООН) и нелетучими (H₂SO₄, H₃PO₄, H₂SiO₃).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

1. Кислоты реагируют с металлами. Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода H₂, вытесняют водород из растворов кислот. Происходит реакция замещения, образуется соль и водород:

Металлы, расположенные в ряду напряжений после водорода, с кислотами не реагируют.

Важное примечание: с серной концентрированной кислотой и с азотной кислотой любой концентрации реакции идут за счёт аниона кислотного остатка, водород в этих случаях не выделяется:

Cu+ 4HNO₃ (конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
Cu+ 2H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

1. Киcлоты реагируют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

1. Кислoты реагируют с основаниями и с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды:

(Взаимодействие сильных кислот с сильными основаниями – реакция нейтрализации.)

Al(ОН)₃ + 3НCl = AlCl₃ + 3H₂O
Al(ОН)₃ + 3Н + = Al 3+ + 3H₂O

(Реакция амфотерного гидроксида с сильной кислотой.)

1. Сильные кислоты реагируют с солями слабых кислот. Слабые кислоты при этом могут быть вытеснены из солей. Например, сильная соляная кислота НCl вытесняет слабую сероводородную кислоту H₂S:

FeS + 2НCl = FeCl₂ + H₂S↑
FeS + 2Н + = H₂S↑ + Fe 2+

Нелетучие кислоты могут вытеснить летучую из её соли. Например, нелетучая серная кислота H₂SO₄ вытесняет более летучую азотную HNO₃. Обе кислоты – сильные. В растворе такая реакция не происходит. Она осуществима, если соль находится в кристаллическом виде (не в растворе), а серная кислота концентрированная:

Аналогично можно получить газообразный хлороводород, раствор которого – соляная кислота.

1. Кислoты можно обнаружить индикаторами. Индикаторы реагируют на наличие в растворе ионов Н + (H₃O + ). Лакмус в кислой среде приобретает красный цвет, метиловый оранжевый – красный, фенолфталеин – бесцветный. Для обнаружения кислот удобно использовать лакмус.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОТ

Бескислородные кислоты, состоящие из двух элементов, могут быть получены синтезом простых веществ:

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены в результате взаимодействия с водой соответствующих кислотных оксидов:

Р₂O₅ + 3H₂O = 2H₃РO₄
SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Слабые или летучие киcлoты могут быть вытеснены из солей более сильными или менее летучими кислотами. Например, сильная соляная кислота НCl вытесняет слабую уксусную кислоту СH₃СООН:

CH₃COONa + НCl = СH₃СООН + NaCl
СH₃СОО – + Н + = СH₃СООН

Летучие киcлoты могут быть вытеснены из солей менее летучими кислотами. Например, нелетучая серная кислота H₂SO₄ может вытеснить более летучую соляную НCl. Но в растворе такая реакция не пойдёт (обе киcлoты сильные). Она осуществима, если соль в кристаллическом состоянии (не в растворе) обработать серной концентрированной кислотой:

В результате этой реакции образуется газообразный хлороводород, при растворении которого в воде образуется соляная кислота.

Для получения слабых нелетучих кислот (например, ортофосфорной киcлоты или сернистой кислoты) лучше воспользоваться концентрированной серной кислотой, причём образующаяся сернистая кислота H₂SO₃ разлагается на сернистый газ SO₂ и воду:

Са₃(РO₄)₂ (тв.) + 3H₂SO₄ (конц.) = 3CaSO₄ + 2H₃РO₄
Na₂SO₃ (тв.) + H₂SO₄ (конц.) = Na₂SO₄ + SO₂↑ + H₂O

Дополнительные материалы (схемы, таблицы)

Конспект урока по химии в 8 классе «Кислоты: классификация, свойства, получение». Выберите дальнейшее действие:

• Вернуться к Списку конспектов по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии
• Смотреть конспект по химии в 11 классе «Неорганические и органические кислоты«

Источник