Кислоты-сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных заместиться на атом металла, и кислотного остатка. Число атомов кислорода определяет основность кислот.

КИСЛОТЫ.

Кислоты-сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных
заместиться на атом металла, и кислотного остатка. Число атомов кислорода определяет основность кислот.

Бескислородные	Кислородсодержащие
HCl, HBr, HI, H2S анион "-ид" HCl-хлороводородная(соляная кислота), Cl^--хлорид H2S-сероводородная, S^2-	H2SO4, HNO3, H2CO3, H3PO4 и другие.

ПОЛУЧЕНИЕ.

Кислородсодержащие	1.Кислотный оксид+вода	SO3+H2O=H2SO4 P2O5+3H2O=2H3PO4
2.Металл+сильный окислитель	P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO
3.Cоль+менее летучая кислота	NaNO3+H2SO4=HNO3 +NaHSO4
Бескислородные	1.Водород+неметалл	H2+Cl2=2HCl
2.Cоль+менее летучая кислота	NaCl+H2SO4=2HCl +NaHSO4

КЛАССИФИКАЦИЯ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

1.Изменяют окраску индикаторов
лакмус-красный, метилоранж-красный (только для растворимых кислот)
2.Взаимодействие с металлами, стоящими до водорода
H2SO4+Ca=CaSO4+H2	2HCl+Ca=CaCl2+H2
2.Взаимодействие с основными оксидами
H2SO4+CaO=CaSO4+H2O	2HCl+CaO=CaCl2+H2O
3.Взаимодействие с основаниями
H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2H2O	2HCl+Ca(OH)2=CaCl2+2H2O
4.Взаимодействие с амфотерными оксидами
H2SO4+ZnO=ZnSO4+H2O	2HCl+ZnO=ZnCl2+H2O
5.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимое, летучее или малодиссоциирующее вещество
H2SO4+BaCl2=BaSO4+2HCl	2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2
6.При нагревании
Слабые кислоты легко разлагаются H2SiO3=H2O+SiO2	H2S=H2+S

Физические свойства кислот
Жидкости H2SO4 HClO4 и др.	Твердые H3PO4 H2SiO3 и др.	Газообразные HCl H2S и др.

СХЕМА ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ С МЕТАЛЛАМИ РАЗНОЙ АКТИВНОСТИ

Классификация кислот

· По содержанию кислорода

· бескислородные (HCl, H₂S);

· кислородосодержащие (HNO₃,H₂SO₄).

· По основности — количество кислых атомов водорода

· Одноосновные (HNO₃);

· Двухосновные (H₂SeO₄, двухосновные предельные карбоновые кислоты);

· Трёхосновные (H₃PO₄, H₃BO₃).

· Полиосновные (практически не встречаются).

· По силе

· Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1·10⁻³ (HNO₃);

· Слабые — константа диссоциации меньше 1·10⁻³ (уксусная кислота K_д= 1,7·10⁻⁵).

· По устойчивости

· Устойчивые (H₂SO₄);

· Неустойчивые (H₂CO₃).

· По принадлежности к классам химических соединений

· Неорганические (HBr);

· Органические (HCOOH,CH₃COOH);

· По летучести

· Летучие (H₂S, HCl);

· Нелетучие (H₂SO₄);

· По растворимости в воде

· Растворимые (H₂SO₄);

· Нерастворимые (H₂SiO₃);

Химические свойства кислот

· Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды:

· Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

· Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

· Взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды, если полученная соль растворима:

· Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:

· Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:

(в данном случае образуется неустойчивая угольная кислота , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)

· Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной кислоты ), если образующаяся соль растворима:

· С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:

См. статью Взаимодействие кислот с металлами.

· Для органических кислот характерна реакция этерификации (взаимодействие со спиртами с образованием сложного эфира и воды):

Например,

Нейтрализация (франц. neutralisation, от лат. neuter — ни тот, ни другой), нейтрализации реакция, химическая реакция между веществом, имеющим свойства кислоты, и веществом, имеющим свойства основания, приводящая к потере характерных свойств обоих соединений (см. Кислоты и основания). При нейтрализации фиксируются свойства кислот, такие, как изменение под их воздействием окраски некоторых растворимых красителей-индикаторов (например, фиолетового лакмуса — в красный цвет), каталитическое действие на некоторые химические реакции(например, инверсия сахаров), растворяющее действие на активные металлы (Mg, Zn и др.), карбонаты и некоторые др. малорастворимые соединения, кислый вкус водных растворов, а также потеря всех этих свойств при реакциях с основаниями. Наиболее типичная реакциянейтрализации в водных растворах происходит между гидратированными ионами водорода (называемыми иначе ионами гидрония) и ионамигидроксила (см. Гидроксильная группа), содержащимися соответственно в сильных кислотах и основаниях:

H₃O⁺ (или Н⁺×Н₂О) + ОН^- = 2Н₂О.

В результате концентрация каждого из этих ионов становится равной той, которая свойственна самой воде (около 10^-7 г = ионов/л при комнатнойтемпературе). При нейтрализации слабой кислоты сильным основанием, например уксусной кислоты едким натром:

реакция до конца не идёт, является обратимой, и концентрация ионов гидроксила в растворе больше, чем в чистой воде (щелочная реакцияраствора). При нейтрализации слабого основания сильной кислотой реакция раствора становится кислой. Следовательно, в обоих последних случаях полная нейтрализация не достигается и водородный показатель (pH) раствора лишь приближается к 7.

В неводных растворах с прототропными растворителями, т. е. такими, которые сами способны принимать или отдавать ионы водорода (протоны), нейтрализация при взаимодействии кислоты и основания наступает тогда, когда концентрация сольватированных ионов водорода в растворестановится равной её концентрации в чистом растворителе. В растворах кислот и оснований непрототропного типа нейтрализация наступает при достижении в реакции нейтрализации той концентрации катионов или анионов, которая свойственна чистому растворителю. Реакциинейтрализации применяются в химических производствах и при обработке отходов в др. производствах, а также в лабораторной практике, особенно вхимическом анализе.

Дата добавления: 2015-08-29