Кислоты определение классификация способы получения химические свойства

Кислоты определение классификация способы получения химические свойства

3.2. Классификация, получение и свойства кислот

Кислотами (кислотными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты.

По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты – азотная HNO ₃ , серная H ₂ SO ₄ , и соляная HCl .

По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты ( HNO ₃ , H ₃ PO ₄ и т.п.) и бескислородные кислоты ( HCl , H ₂ S , HCN и т.п.).

По основности , т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, кислоты подразделяются на одноосновные (например, HNO ₃ , HCl ), двухосновные ( H ₂ S , H ₂ SO ₄ ), трехосновные ( H ₃ PO ₄ ) и т. д.

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания –водородная: HCl – хлороводородная кислота, H ₂ S е – селеноводородная кислота, HCN – циановодородная кислота.

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «ная» или «овая», например, H ₂ SO ₄ – серная кислота, HClO ₄ – хлорная кислота, H ₃ AsO ₄ – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «оватая» ( HClO ₃ – хлорноватая кислота), «истая» ( HClO ₂ – хлористая кислота), «оватистая» ( H О Cl – хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, получает окончание «истая» ( HNO ₃ – азотная кислота, HNO ₂ – азотистая кислота).

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

Кислоты определение классификация способы получения химические свойства

Вспомним определение кислот в свете атомно-молекулярного учения. Кислоты — это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способного замещаться на металл, и кислотного остатка.

Почему в определении есть уточнение: «способного замещаться на металл»? Зная состав органических кислот, нетрудно объяснить это уточнение. Например, уксусная кислота содержит только один такой атом, хотя в её составе четыре атома водорода:
Mg + 2СН₃СООН –> (CH₃COO)₂Mg + H₂↑
Mg + 2CH₃COOH = 2СН₃СОO – + Mg 2+ + H₂↑

Дадим определение кислотам в свете теории электролитической диссоциации. Кислоты — это электролиты, которые диссоциируют с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка.

Газообразные аммиак и хлороводород взаимодействуют друг с другом с образованием твёрдых микроскопических частиц хлорида аммония, воспринимаемых наблюдателем как частички дыма: NH₃ + НСl = NH₄Cl

Этот эксперимент плохо объясняется с точки зрения теории электролитической диссоциации. Аналогичное явление наблюдается и при взаимодействии аммиака с газообразным метиламином с образованием хлорида метиламмония: CH₃NH₂ + НСl —> [CH₃NH₃]Cl

Мы подошли к рассмотрению кислот в свете протонной теории. Она получила такое название, поскольку, когда атом водорода теряет свой единственный электрон и превращается в катион водорода, остаётся ядро, состоящее из протона. Дадим определение кислотам с точки зрения протонной теории. Кислоты — это доноры катионов водорода.

Вспомним донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи при формировании катиона аммония:

Катионы водорода обусловливают изменение окраски индикаторов — фиолетового лакмуса и метилового оранжевого на красный, а также общие химические свойства кислот.

Химические свойства кислот.

1. Органические и неорганические кислоты взаимодействуют с металлами при соблюдении определённых условий (вспомните их) с образованием соли и водорода:
   2Аl + 6НСl = 2АlСl₃ + 3H₂↑
   2Аl 0 + 6Н + = 2Аl 3+ + 3Н₂
   2СH₃СООН +Mg —> (CH₃COO)₂Mg +H₂↑
2. Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду:
   CuO +H₂SO₄ =CuSO₄ + Н₂O
   CuO + 2H + =Cu 2+ + Н₂O
   ZnO + 2CH₃COOH —> (CH₃COO)₂Zn + Н₂O
   ZnO + 2CH₃COOH —> 2CH₃COO – +Zn 2+ + Н₂O
3. Кислоты взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду:
   LiOH + HNO₃ = LiNO₃ + Н2O
   ОН – + Н + = Н₂O
   Fe(OH)₂ + 2НСl = FeCl₂ + 2Н₂O
   Fe(OH)₂ + 2Н + = Fe 2+ + 2Н₂O
   Са(ОН)₂ + 2СН₃СООН —> (СН₃СОО)₂Са + 2Н₂O
   ОН – + СН₃СООН —> СН₃СОО – + Н₂O

1. Кислоты взаимодействуют с солями, если в результате реакции образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество:
   K₂SiO₃ + 2HNO₃ =H₂SiO₃↓ + 2KNO₃
   SiO₃ 2– + 2Н + =H₂SiO₃↓
   2СН₃СООН +Na₂CO₃ —> 2CH₃COONa + Н₂O +CO₂↑
   2CH₃COOH +CO₃ 2– —> 2CH₃COO – + Н₂O +CO 2
   NaNO₂ +HCl =NaCl +HNO₂
   NO₂ – +H + =HNO₂
2. Вступая в реакции этерификации, кислоты образуют сложные эфиры:

1. Окислительные свойства кислот проявляются следующим образом: катионы водорода являются окислителем в реакциях кислот с металлами, однако окислителями могут быть и анионы кислотного остатка.

Например, нитрат-анион NO₃ – обладает сильными окислительными свойствами. Поэтому азотная кислота, несмотря на присутствие в растворе катионов водорода, совсем по-другому реагирует с металлами. Независимо от положения металла в электрохимическом ряду напряжений водород в таких реакциях не выделяется. Продуктами восстановления азотной кислоты могут быть оксиды азота, азот и даже аммиак (соли аммония):
Сu + 4НNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2Н₂O
3Сu + 8HNO₃(paзб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4Н₂O

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами протекает с участием сульфат-аниона, и, как в случае с азотной кислотой, водород в таких реакциях не образуется:

Сu + 2Н₂SO₄(конц.) = CuSO₄ + SO₂↑ + 2Н₂O

Окислительные свойства проявляют и органические кислоты. Например, муравьиная кислота, будучи веществом с двойственной природой — альдегидокислотой, даёт реакцию серебряного зеркала:
НСООН + Ag₂O —> СO₂ + Н₂O + 2Ag↓

Дополнительные материалы (таблицы )

Конспект урока по химии «Неорганические и органические кислоты». В учебных целях использованы цитаты из пособия «Химия. 11 класс : учеб, для общеобразоват. организаций : базовый уровень / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, С. А. Сладков. — М. : Просвещение». Выберите дальнейшее действие:

Источник