что такое химические кислоты

Кислоты — классификация, свойства, получение и применение.

Кислотам дали такое название не просто так. Большинство из них имеют кислый вкус. С некоторыми из них знаком каждый из вас. Это, например, уксусная кислота, которая есть в каждом доме, аскорбиновая кислота (она же витамин C), лимонная кислота и т.д. Но не стоит все кислоты пробовать на вкус. Кислоты являются очень едкими веществами. Даже всем нам привычная и известная аскорбиновая кислота в большой концентрации будет вредна нашему организму. А от более сильных кислот — серной, соляной и даже уксусной — можно получить очень сильные ожоги, вплоть до летального исхода. Поэтому при работе с кислотами нужно быть осторожными, а также соблюдать технику безопасности.

Таблица названий некоторых кислот и их солей

Название кислоты	Формула	Название соли
Серная	H2SO4	Сульфат
Сернистая	H2SO3	Сульфит
Сероводородная	H2S	Сульфид
Соляная (хлористоводородная)	HCl	Хлорид
Фтороводородная (плавиковая)	HF	Фторид
Бромоводородная	HBr	Бромид
Йодоводородная	HI	Йодид
Азотная	HNO3	Нитрат
Азотистая	HNO2	Нитрит
Ортофософорная	H3PO4	Фосфат
Угольная	H2CO3	Карбонат
Кремниевая	H2SiO3	Силикат
Уксусная	CH3COOH	Ацетат

Классификация кислот

По содержанию кислорода
Кислородсодержащие (H2SO4)	Бескислородные (HCl)

По количеству содержащихся катионов водорода (H+)
Одноосновные (HCl)	Двухосновные (H2SO4)	Трёхосновные (H3PO4)

Понятие «одноосновная кислота» произошло по причине того, что для нейтрализации одной молекулы одноосновной кислоты нам понадобится одна молекула основания. для двухосновной — соответственно две молекулы и т. д.

По растворимости (в воде)
Растворимые (HCl)	Нерастворимые (H2SiO3)

По силе (степени диссоциации)
Сильные (H2SO4)	Слабые (CH3COOH)

По летучести
Летучие (H2S)	Нелетучие (H2SO4)

По устойчивости
Устойчивые (H2SO4)	Неустойчивые (H2CO3)

Свойства кислот

Изменение цвета индикаторов в кислой среде

Индикатор	Нейтральная среда	Кислая среда
Метилоранж	оранжевый	красный
Лакмус	фиолетовый	красный
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный
Бромтимоловый синий	зеленый	желтый
бромкрезоловый зеленый	синий	желтый

Химические свойства кислот

H₂SO₄ + 2Na → Na₂SO₄ + H₂↑

Металлы, находящиеся в ряду активности после водорода, не вступают в реакцию с кислотой (кроме концентрированной серной кислоты).

Азотная и концентрированная серная кислоты проявляют свойства окислителей, и продукты реакций будут зависеть от концентрации, температуры и природы восстановителя.

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

H₂SO₄ + K₂CO₃ → K₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

3H₂SO₄ + 2K₃PO₄ → 3K₂SO₄ + H₃PO₄

Получение кислот

H₂O + SO₃ →H₂SO₄

H₂ + Cl₂ → 2HCl

3H₂SO₄ + 2K₃PO₄ → 3K₂SO₄ + H₃PO₄

Применение кислот

В настоящее время, минеральные и органические кислоты находят множество сфер применения.

Серная кислота (H₂SO₄), находит широкое применение в химической технологии, для производства лакокрасочных материалов, производстве минеральных удобрений, в пищевой промышленности (пищевая добавка Е513), в качестве электролита в производстве аккумуляторных батарей.

Раствор двухромовокислого калия в серной кислоте (хромовая смесь) используются в лабораториях для мытья химической посуды. Являясь сильным окислителем, хромка позволяет отмывать посуду от следов загрязнений органическими веществами. Так же, хромовая смесь используется в органическом синтезе.

Борная кислота (H₃BO₃) используется в медицине как антисептик, в качестве флюса при пайке металлов, как борсодержащее удобрение, в домашнем хозяйстве используется как средство от тараканов.

Широко известны в домашнем использовании при выпечке уксусная и лимонная кислоты. Также в быту их используют для удаления накипи.

Знакомая всем с детства аскорбиновая кислота, более известная в народе как витамин С, применяется при лечении простудных заболеваний.

Азотная кислота (HNO₃) находит применение при производстве взрывчатых веществ, при производстве минеральных азотсодержащих удобрений (аммиачная, калиевая селитра), в производстве лекарственных средств (нитроглицерин).

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.

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:

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.

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:

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.

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

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

Химические свойства кислот, их классификация и реакции

Общие свойства кислот. Классификация

Кислоты — класс сложных химических веществ, состоящих из атомов водорода и кислотных остатков.

В первую очередь кислоты делятся на:

Свойства карбоновых кислот подробно разбираются в статье Карбоновые кислоты (ссылка на статью)

В зависимости от количества атомов водорода, которые могут замещаться в химических реакциях различают:

Не смотря на то, что в уксусной кислоте четыре атома водорода, три из них принадлежат кислотному остатку и в реакциях замещения не участвуют. Соответственно, уксусная кислота — одновалентная.

Свойства неорганических кислот также зависят от наличия в их составе кислорода и делятся на

Растворы кислот способны диссоциировать и проводить электрический ток т.е. являются электролитами. В зависимости от степени диссоциации делятся на:

Химические свойства кислот

1. Диссоциация

При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

НРО 2- ₄ ↔ Н + + PО З- ₄ (третья ступень)

2. Разложение

Кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксиды и воду.

Бескислородные на простые вещества

3. Реакция с металлами

Кислоты реагируют лишь с теми металлами, что стоят в ряду активности до кислорода. В результате взаимодействия образуется соль и выделяется водород.

Найти ряд активности можно на последней странице электронного учебника «Химия 9 класс» под редакцией В. В. Еремина.

Бдительные ученики могут сказать: «Золото стоит в ряду активности металлов после водорода, а с „царской водкой“ реагирует. Как же так?»

Из всех правил есть исключения.

Поскольку в состав азотной кислоты входит азот со степенью окисления +5, а в состав серной — сера со степенью окисления +6, то с металлами реагируют не ионы водорода, а более сильные окислители. Образуется соль, но не происходит выделения водорода.

4. Реакции с основаниями

В результате образуются соль и вода, происходит выделение тепла.

Реакции такого типа называются реакциями нейтрализации. Простейшая реакция, которую можно провести на собственной кухне — гашение соды столовым уксусом или 9%раствором уксусной кислоты.

5. Реакции кислот с солями

Вспомним, когда мы разбирали ионные уравнения ( ссылка на статью), одним из условий протекания реакций было образование в ходе взаимодействия нерастворимой соли, выделение летучего газа или слабо диссоциирующего вещества — например, воды. Те же условия сохраняются и для реакций кислот с солями.

6. Реакция кислот с основными и амфотерными оксидами

В ходе реакции образуется соль и происходит выделение воды.

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Если в окислительных реакциях первую скрипку играет водород, то в восстановительных реакциях основная роль принадлежит анионному остатку. В результате реакций образуются свободные галогены.

Физические свойства кислот

При нормальных условиях (Атмосферное давление = 760 мм рт. ст. Температура воздуха 273,15 K = 0°C) кислоты чаще жидкости, хотя встречаются и твердые вещества: например ортофосфорная H₃PO₄ или кремниевая H₂SiO₃.

Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде: фтороводородная-HF, соляная-HCl, бромоводородная-HBr.

Кислотные свойства кислот в ряду HF → HCl → HBr → HI усиливаются.

Для некоторых кислот (соляная, серная, уксусная) характерен специфический запах.

Благодаря наличию ионов водорода в составе, кислоты обладают характерным кислым вкусом.

Химическая лаборатория не ресторан, и в целях безопасности существует жесткий запрет на опробование на вкус химических веществ.

Как же можно определить кислота в пробирке или нет?

В 1300 году был открыт лакмус, и с тех пор алхимикам и химикам не пришлось рисковать своим здоровьем, пробуя на вкус содержимое пробирок. Запомните, что лакмус в кислой среде краснеет.

Вторым широко используемым индикатором является фенолфталеин.

Простой мнемонический стишок поможет запомнить, как ведут себя индикаторы в разных средах.

Индикатор лакмус — красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус — синий,
Щёлочь здесь — не будь разиней,
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеиновый — в щелочах малиновый
Но несмотря на это в кислотах он без цвета.

Источник

Кислоты. Химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Кислоты – сложные вещества, которые при взаимодействии с водой образуют в качестве катионов только ионы Н + (или Н₃О + ).

Получение кислот

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой. При этом с водой реагируют при обычных условиях только те оксиды, которым соответствует кислородсодержащая растворимая кислота.

кислотный оксид + вода = кислота

При этом оксид кремния (IV) с водой не реагирует:

2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.

Неметалл + водород = бескислородная кислота

H₂ 0 + Cl₂ 0 → 2 H + Cl —

3. Электролиз растворов солей. Как правило, для получения кислот электролизу подвергают растворы солей, образованных кислотным остатком кислородсодержащих кислот. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

4. Кислоты образуются при взаимодействии других кислот с солями. При этом более сильная кислота вытесняет менее сильную.

Например: карбонат кальция CaCO₃ (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

5. Кислоты можно получить окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями.

Химические свойства кислот

1. В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода Н + и анионы кислотных остатков. При этом сильные кислоты диссоциируют почти полностью, а слабые кислоты диссоциируют частично.

HCl → H + + Cl –

Если говорить точнее, происходит протолиз воды, и в растворе образуются ионы гидроксония:

HCl + H₂O → H₃O + + Cl –

Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато.

HSO₃ – ↔ H + + SO₃ 2–

2. Кислоты изменяют окраску индикатора. Водный раствор кислот окрашивает лакмус в красный цвет, метилоранж в красный цвет. Фенолфталеин не изменяет окраску в присутствии кислот.

С нерастворимыми основаниями и соответствующими им оксидами взаимодействуют только растворимые кислоты.

нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

основный оксид + растворимая кислота = соль + вода

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.

С сильными основаниями (щелочами) и соответствующими им оксидами реагируют любые кислотами.

щёлочь_{(избыток)}+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота_{(избыток)} = кислая соль + вода

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 1:2 образуются гидрофосфаты:

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

4. Растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода

5. Некоторые кислоты являются сильными восстановителями. Восстановителями являются кислоты, образованные неметаллами в минимальной или промежуточной степени окисления, которые могут повысить свою степень окисления (йодоводород HI, сернистая кислота H₂SO₃ и др.).

4H I — + 2 Cu +2 Cl₂ → 4HCl + 2 Cu + I + I₂ 0

6. Кислоты взаимодействуют с солями.

Кислота₁ + растворимая соль₁ = соль₂ + кислота₂/оксид + вода

Ag + NO₃ — + H + Cl — → Ag + Cl — ↓ + H + NO₃ —

7. Кислоты взаимодействуют с кислыми и основными солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные из кислых солей. Либо кислые соли реагируют с кислотами с образованием более кислых солей.

кислая соль₁ + кислота₁ = средняя соль₂ + кислота₂/оксид + вода

KHCO₃ + HCl → KCl + CO₂ + H₂O

Ещё пример : гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:

При взаимодействии основных солей с кислотами образуются средние соли. Более сильные кислоты также вытесняют менее сильные из солей.

Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.

Al (OH) Cl₂ + HCl → AlCl₃ + H₂O

8. Кислоты взаимодействуют с металлами.

При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Однако минеральные кислоты и кислоты-окислители взаимодействуют по-разному.

К минеральным кислотам относятся соляная кислота HCl, разбавленная серная кислота H₂SO₄, фосфорная кислота H₃PO₄, плавиковая кислота HF, бромоводородная HBr и йодоводородная кислоты HI.

Такие кислоты взаимодействуют только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

При взаимодействии минеральных кислот с металлами образуются соль и водород:

минеральная кислота + металл = соль + H₂↑

Fe + 2 H + Cl → Fe +2 Cl₂ + H₂ 0

Сероводородная кислота H₂S, угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и кремниевая H₂SiO₃ с металлами не взаимодействуют.

Кислоты-окислители (азотная кислота HNO₃ любой концентрации и серная концентрированная кислота H₂SO_4(конц)) при взаимодействии с металлами водород не образуют, т.к. окислителем выступает не водород, а азот или сера. Продукты восстановления азотной или серной кислот бывают различными. Определять их лучше по специальным правилам. Эти правила подробно разобраны в статье Окислительно-восстановительные реакции. Я настоятельно рекомендую выучить их наизусть.

9. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.

Угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и азотистая HNO₂ кислоты разлагаются самопроизвольно, без нагревания:

Кремниевая H₂SiO₃, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:

Азотная кислота HNO₃ разлагается при нагревании или на свету:

Источник