Основные способы получения кислот

↑

▷ Содержание

Стр 1 из 2Следующая ⇒

Урок: Кислоты

Классификация кислот

Кислоты – это вещества молекулярного строения. Атомы в молекулах кислот связаны ковалентными полярными связями. Чем больше поляризована связь между атомом водорода, способным отщепляться, и электроотрицательным атомом (кислорода, серы или атомом галогена), то тем более эта связь склонна диссоциировать по гетеролитическому пути. А значит, тем больше в растворе будет катионов водорода и тем кислее будет среда. Большое значение имеет не только полярность, но и поляризуемость связи. Поляризуемость – это способность связи поляризоваться под действием определенных реагентов. Например, молекул воды.

Классификация кислот

Классификация кислот по содержанию атомов кислорода, по количеству атомов водорода, по растворимости и другим признакам. См. Табл. 1.

Табл. 1.

Химические свойства кислот

1. Реакция с металлами.

Металлы, расположенные в ряду напряжений металлов (Рис. 1.) до водорода, вытесняют водород из кислот.

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

Рис. 1.

С концентрированной азотной и серной кислотой реакции идут за счет анионного остатка. Водород не выделяется. Рис. 2.

Cu + 4HNO_3(конц) = Cu (NO₃)₂ + 2NO₂↑ + H₂O

Cu + 2H₂SO_4(конц) = Cu SO₄ + SO₂↑ + H₂O

Рис. 2

2. Реакция с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды.

K₂O+ HNO₃ = KNO₃ + H₂O

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

3. Реакция с солями. Кислоты реагируют с растворами солей, если в результате реакции один из продуктов выпадает в осадок, поскольку образование нерастворимых соединений смещает равновесие вправо и делает её практически необратимой.

Н₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ +2 HCl

H₂CO₃ + BaCl₂ = BaCO₃↓ +2 HCl

4. Реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами.

KOН+ HNO₃ = KNO₃ + H₂O

Al(OН)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O

5. Обнаружение кислот при помощи кислотно-основных индикаторов.

В кислой среде лакмус приобретает красную окраску. Метиловый оранжевый – красную, а фенолфталеиновый – бесцветный.

Рис. 3

Получение кислот

Подведение итога урока

В ходе урока были изучены такие неорганические соединения, как кислоты. Вы узнали о классификации кислот, их химических свойствах и методах получения.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОБЩИЕ С ДРУГИМИ КИСЛОТАМИ

1. Очень сильная кислота. Индикаторы в её растворе изменяют цвет на красный.

Диссоциирует в водном растворе практически нацело:

HNO₃ → H⁺ + NO₃^-

Изменение цветов индикаторов в кислотах

Реагирует с основаниями

HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O

H⁺ + NO₃^- + Na⁺ + OH^- → Na⁺ + NO₃^- + H₂O

H⁺ + OH^- → H₂O

Реагирует с неметаллами.

Азотная кислота превращается в NO (или в NO₂); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

Видео "Взаимодействие азотной кислоты с углем"

S⁰ + 6HNO₃(конц) → H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

B⁰ + 3HNO₃ → H₃B⁺³O₃ + 3NO₂

3P⁰ + 5HNO₃ + 2H₂O → 5NO + 3H₃P⁺⁵O₄

HNO ₃ (конц.) + неметалл = окисление неметалла до кислоты в высшей степени окисления + NO ₂ + вода

HNO ₃ (разбав.) + неметалл + вода = окисление неметалла до кислоты в высшей степени окисления + NO

ВИДЕО - ЭКСПЕРИМЕНТЫ

Видео - Эксперимент " Индикаторы в азотной кислоте"

Видео - Эксперимент "Действие азотной кислоты на белки"

Видео - Эксперимент "Действие азотной кислоты на бумагу и солому"

Видео - Эксперимент "Взаимодействие меди с азотной кислотой"

Видео - Эксперимент "Свойства азотной кислоты"

Видео - Эксперимент "Взаимодействие азотной кислоты с металлами"

Видео - Эксперимент "Взаимодействие безводной азотной кислоты с белым фосфором"

Видео - Эксперимент "Взаимодействие безводной азотной кислоты с углем"

Видео - Эксперимент "Взаимодействие безводной азотной кислоты со скипидаром"

Видео - Эксперимент "Окислительные свойства азотной кислоты"

Урок: Кислоты

Классификация кислот

Кислоты – это вещества молекулярного строения. Атомы в молекулах кислот связаны ковалентными полярными связями. Чем больше поляризована связь между атомом водорода, способным отщепляться, и электроотрицательным атомом (кислорода, серы или атомом галогена), то тем более эта связь склонна диссоциировать по гетеролитическому пути. А значит, тем больше в растворе будет катионов водорода и тем кислее будет среда. Большое значение имеет не только полярность, но и поляризуемость связи. Поляризуемость – это способность связи поляризоваться под действием определенных реагентов. Например, молекул воды.

Классификация кислот

Классификация кислот по содержанию атомов кислорода, по количеству атомов водорода, по растворимости и другим признакам. См. Табл. 1.

Табл. 1.

Химические свойства кислот

1. Реакция с металлами.

Металлы, расположенные в ряду напряжений металлов (Рис. 1.) до водорода, вытесняют водород из кислот.

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

Рис. 1.

С концентрированной азотной и серной кислотой реакции идут за счет анионного остатка. Водород не выделяется. Рис. 2.

Cu + 4HNO_3(конц) = Cu (NO₃)₂ + 2NO₂↑ + H₂O

Cu + 2H₂SO_4(конц) = Cu SO₄ + SO₂↑ + H₂O

Рис. 2

2. Реакция с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды.

K₂O+ HNO₃ = KNO₃ + H₂O

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

3. Реакция с солями. Кислоты реагируют с растворами солей, если в результате реакции один из продуктов выпадает в осадок, поскольку образование нерастворимых соединений смещает равновесие вправо и делает её практически необратимой.

Н₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ +2 HCl

H₂CO₃ + BaCl₂ = BaCO₃↓ +2 HCl

4. Реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами.

KOН+ HNO₃ = KNO₃ + H₂O

Al(OН)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O

5. Обнаружение кислот при помощи кислотно-основных индикаторов.

В кислой среде лакмус приобретает красную окраску. Метиловый оранжевый – красную, а фенолфталеиновый – бесцветный.

Рис. 3

Получение кислот

Основные способы получения кислот

1. Бескислородные кислоты можно получить из простых веществ.

H₂ + Cl₂ 2HCl

H₂ + S H₂S

2. Кислородсодержащие кислоты можно получить гидратацией соответствующих кислотных оксидов.

N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

3. Получение кислот вытеснением слабых кислот сильными, летучих – нелетучими, растворимых – нерастворимыми. Например, сильная соляная кислота вытесняет слабую уксусную из растворов их солей.

СH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl

NaСl (тв.) + H₂SO₄= NaНSO₄ + HCl↑

4. Кислоты можно получить при гидролизе некоторых солей или галогенидов.

Al₂ S₃ +6 H₂O → 2Al (OH)₃↓+ 3H₂S↑

PCl₅ + H₂O → H₃PO₄ + 5HCl

Теории кислот и оснований

Рис. 4.

Существует большое количество теорий кислот и оснований. Одна из первых – это появившаяся в конце XVIII века благодаря Антуану Лавуазье (рис. 4), согласно которой кислотные свойства связывались с наличием в веществе кислорода. Именно благодаря этой теории появилось название элемента №8 (кислород – рождающий кислоты). Но эта гипотеза очень быстро доказала свою несостоятельность, когда стал известен целый ряд кислот, не содержащих кислород, например галогеноводородные кислоты.

Рис. 5.

Теория кислот и оснований Сванте Аррениуса (рис. 5). Она базируется на теории электролитической диссоциации. Согласно ей, кислоты – это вещества, образующие в водном растворе гидратированные ионы водорода и анионы кислотного остатка. А соответственно, основания – это вещества, диссоциирующие в водном растворе на катионы металла и анионы гидроксогруппы.

Теория Брёнстеда и Лоури. Согласно этой теории, кислоты – это молекулы или ионы, которые в данной реакции являются донорами протонов, а основания – это молекулы или ионы, которые принимают протоны, т. е. акцепторы.

В органической химии существует теория Льюиса (рис. 6). Кислота – это молекула или ион, имеющая вакантные валентные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары, например, ионы водорода, ионы металлов, некоторые оксиды, а также ряд солей. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонсодержащие кислоты рассматриваются, как частный случай класса кислот.

Рис. 6.

Основание по теории Льюиса – это молекула или ион, способные быть донорами электронных пар: все анионы, аммиак, амины, вода, спирты, галогены.

Пример реакции между кислотами и основаниями Льюиса.

AlCl₃+ Cl^- → Cl₄^-

Это взаимодействие лежит в основе галогенирования ароматических соединений.

Теория Усановича (Рис. 7). В этой теории кислота – это частица, которая способна отщеплять катионы или присоединять анионы. Соответственно, основание наоборот. Этой теорией пользуются очень редко, потому что она получилась слишком общей. Согласно ей, любые взаимодействия с участием ионов можно свести к кислотно-основным. А это не очень удобно.

Рис. 7.

Константа диссоциации

Для количественной характеристики того, как кислота диссоциирует на ионы, кроме понятия степени электролитической диссоциации используют понятие константа диссоциации. Константа диссоциации – это вид константы равновесия, которая показывает склонность некоторого большого объекта (кислоты, соли или комплексного соединения) обратимо диссоциировать с образованием более маленьких объектов. Константа диссоциации определяется как произведение концентраций ионов в степени их стехиометрических коэффициентов, делённое на недиссоциированную форму.

В случае диссоциации вещества с многовалентными ионами, диссоциация происходит ступенчато. Для каждой ступени существует собственное значение константы диссоциации.

Пример диссоциации трехосновной борной кислоты H ₃ BO ₃.

I ступень: Н₃ВО₃ ↔ Н⁺ + Н₂ВО₃^-

I ступень: Н₂ВО₃^- ↔ Н⁺ + НВО₃^2-

I ступень: НВО₃^2- ↔ Н⁺ + ВО₃^3-

Выражение констант диссоциации по каждой из этих ступеней будет выглядеть так:

Из значения констант диссоциации делаем вывод, что многоосновные вещества в основном диссоциируют по первой ступени.

Неорганические кислоты в организме человека

В организме человека большую роль играют три неорганических кислоты. Это – фосфорная кислота, угольная и соляная. Фосфорная кислота входит в состав буферных систем крови. Буферными называются такие растворы, которые при добавлении небольших количеств кислот или оснований изменяют свой водородный показатель рН. Эти системы нужны для того, чтобы поддерживать кислотность крови в определенном и довольно узком интервале. Остатки фосфорной кислоты входят в остатки многих биологически активных веществ, например нуклеиновых кислот и многих ферментов. Наши кости состоят из гидроксида фосфата кальция Сa₁₀(PO₄)₆(OH)₂ или гидроксиапатита кальция, а зубы включают в себя фторапатит кальция Сa₁₀(PO₄)₆F₂. Рис. 8.

Рис. 8.

Угольная кислота также входит в состав буферных систем крови. За счёт действия легких такие системы можно быстро и легко регулировать и можно варьировать количество углекислого газа в крови.

Соляная кислота содержится в желудочном соке. Она способствует денатурации и набуханию белков, что облегчает их последующее расщепление ферментами. Она создает кислую среду, необходимую для действия ферментов. Она ответственна за антибактериальную среду желудочного сока.

Подведение итога урока

В ходе урока были изучены такие неорганические соединения, как кислоты. Вы узнали о классификации кислот, их химических свойствах и методах получения.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОБЩИЕ С ДРУГИМИ КИСЛОТАМИ

1. Очень сильная кислота. Индикаторы в её растворе изменяют цвет на красный.

Диссоциирует в водном растворе практически нацело:

HNO₃ → H⁺ + NO₃^-

Изменение цветов индикаторов в кислотах

Познавательные статьи:



Алгоритмические операторы Matlab

Конструирование и порядок расчёта дорожной одежды

Исследования учёных: почему помогают молитвы?

Почему терпят неудачу многие предприниматели?