Конспект урока: Неорганические и органические кислоты

План урока

• Физические свойства кислот
• Химические свойства кислот
• Получение кислот
• Применение кислот

Цели урока

• понимать, чем обусловлены физические и химические свойства кислот
• знать особенности химических реакций кислот
• уметь составлять реакции с кислотами
• знать способы получения кислот и уметь составлять соответствующие реакции

 

Вступление

Рисунок 1. К. Шееле

Кислоты являются одними из самых распространённых соединений. Например, ещё в X веке алхимикам удалось получить серную кислоту при прокаливании солей — сульфатов (купоросов). Но это установлено не совсем точно. По крайней мере человечество с ней знакомо около тысячи лет. Отсюда произошло историческое название серной кислоты — купоросное масло. Именно под таким названием серная кислота была известна в России.

 

С органическими кислотами знакомство состоялось несколько позже. Так, благодаря работам известного шведского химика Карла Вильгельма Шееле к концу XVIII века стало известно около десяти различных органических кислот. Он выделил и описал щавелевую, лимонную, молочную и другие кислоты.

Физические свойства кислот

Общая формула кислот ${\mathrm{H}}_{\mathrm{n}}{\mathrm{A}}_{\mathrm{c}},$ где n — число атомов водорода, равное заряду иона кислотного остатка, ${\mathrm{A}}_{\mathrm{c}}$ — кислотный остаток.

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная, — бесцветные жидкости. 

Также известны твёрдые кислоты: ортофосфорная ${\mathrm{H}}_3{\mathrm{PO}}_4,$ метафосфорная ${\mathrm{HPO}}_3,$борная ${\mathrm{H}}_3{\mathrm{BO}}_3.$ 

Почти все кислоты растворимы в воде. Существует и нерастворимая кислота — кремниевая ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SiO}}_3.$

Органические (карбоновые) кислоты имеют тоже свои особенности. В жидком состоянии и в растворах молекулы карбоновых кислот образуют межмолекулярные водородные связи, которые вызывают притяжение и ассоциацию молекул карбоновых кислот. Таким образом молекулы карбоновых кислот с помощью водородных связей соединены в димеры.

Это приводит к увеличению растворимости в воде и высоким температурам кипения низших карбоновых кислот.

С увеличением молекулярной массы растворимость кислот в воде уменьшается.

Химические свойства кислот

Исходя из теории электролитической диссоциации, можно утверждать, что кислоты — электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются катионы водорода: $\mathrm{HCl} = {\mathrm{H}}^{+} + {\mathrm{Cl}}^{-}$.

Взаимодействие с основаниями

Кислоты способны реагировать как с растворимыми, так и с нерастворимыми основаниями. С растворимыми основаниями (щелочами) будет протекать реакция нейтрализации, а с нерастворимыми — растворение осадка. Обе реакции будут протекать по типу ионного обмена. 

Решение

1. Запишем реакцию между азотной кислотой и гидроксидом железа (II). Уравняем и отметим растворимость: 

$2{\mathrm{HNO}}_3 + \mathrm{Fe}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2 \to \mathrm{Fe}{\left({\mathrm{NO}}_3\right)}_2 + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

^{Р                           Н                          Р                       Н}

При составлении уравнений следует помнить, что реагирующая кислота и образующаяся соль должны быть растворимы.

2. Запишем реакцию в полном ионном виде:

$2{\mathrm{H}}^{+} + 2{{\mathrm{NO}}_3}^{-} + \mathrm{Fe}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2 \to {\mathrm{Fe}}^{2+} + 2{{\mathrm{NO}}_3}^{-} + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

3. Запишем сокращённое ионное уравнение: 

$2{\mathrm{H}}^{+} + \mathrm{Fe}{\left(\mathrm{OH}\right)}^2 \to {\mathrm{Fe}}^{2+} + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Взаимодействие с металлами 

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

К минеральным кислотам относятся соляная кислота $\mathrm{HCl},$разбавленная серная кислота ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4,$ фосфорная кислота ${\mathrm{H}}_3{\mathrm{PO}}_4,$ плавиковая кислота $\mathrm{HF},$ бромоводородная $\mathrm{HBr}$ и йодоводородная кислоты $\mathrm{HI}.$

Здесь следует помнить, что в реакцию с минеральными кислотами вступают только металлы до водорода в ряду активности.

Решение

1. Запишем реакцию между цинком и раствором серной кислотой: 

${\mathrm{Zn}}^0 + {\mathrm{H}}^{2+}{\mathrm{S}}^{+6}{{\mathrm{O}}_4}^{-2} \to {\mathrm{Zn}}^{+2}{\mathrm{S}}^{+6}{{\mathrm{O}}_4}^{-2} + {{\mathrm{H}}_2}^0$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

${\mathrm{Zn}}^0 - 2\mathrm{ē} \to {\mathrm{Zn}}^{+2}$          2            1           восстановитель,

                                                         2

$2{\mathrm{H}}^{+} + 2\mathrm{ē} \to {{\mathrm{H}}_2}^0$             2            1           окислитель,

3. Расставим коэффициенты:  $\mathrm{Zn} + {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4 \to {\mathrm{ZnSO}}_4 + {\mathrm{H}}_2$.

Взаимодействие с солями 

Кислоты взаимодействуют с солями, но только в том случае, если в ходе реакции происходит образование газообразного вещества, малорастворимого или нерастворимого соединения, воды.

Решение

1. Запишем реакцию между раствором серной кислоты и хлоридом бария. Уравняем и отметим растворимость:  

${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4 + {\mathrm{BaCl}}_2 \to {\mathrm{BaSO}}_4\downarrow + 2\mathrm{HCl}$.

                                                            ^{Р                       Р                         Н                               Р}

При составлении уравнений следует помнить, что должен образоваться осадок, газ или вода. В данном случае выпадает осадок.

2. Запишем реакцию в полном ионном виде:

$2{\mathrm{H}}^{+} + {{\mathrm{SO}}_4}^{2-}+ {\mathrm{Ba}}^{2+} + 2{\mathrm{Cl}}^{-} \to {\mathrm{BaSO}}_4\downarrow + 2{\mathrm{H}}^{+} + 2\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}$.

3. Запишем сокращённое ионное уравнение: 

${\mathrm{Ba}}^{2+} + {{\mathrm{SO}}_4}^{2-} \to {\mathrm{BaSO}}_4\downarrow$.

Получение кислот

Существует три наиболее распространённых метода получения кислот. Все они связаны с протекающими химическими реакциями.

Например, бескислородные кислоты получают при растворении в воде газообразных соединений неметаллов с водородом. Так, например, соляная кислота образуется в результате растворения газа хлороводорода $\mathrm{HCl}$ в воде, а сероводородная кислота образуется при растворении газа сероводорода ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$ в воде. А вот газообразные соединения можно получить в реакциях соединения водорода с соответствующими неметаллами:

${\mathrm{H}}_2 + {\mathrm{Cl}}_2 \to 2\mathrm{HCl}$.

Также кислородсодержащие кислоты можно получить взаимодействием соответствующих кислотных оксидов с водой:

${\mathrm{N}}_2{\mathrm{O}}_5 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \to 2{\mathrm{HNO}}_3$.

Кислоты можно получить из соответствующих солей. Реакции обмена протекают в соответствии с вытеснительным рядом кислот, в котором каждая последующая слабее предыдущей.

Так, например, соляная кислота вытесняет уксусную из растворов её солей, а фосфорная кислота может быть вытеснена серной:

${\mathrm{CH}}_3\mathrm{COONa} + \mathrm{HCl} \to {\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH} + \mathrm{NaCl}$.

Применение кислот

Из всех кислот наиболее широкую сферу применения нашли уксусная, соляная, серная, ортофосфорная и азотная кислоты. Их используют в качестве сырья для получения различного спектра веществ — других кислот, солей, удобрений, красителей, взрывчатых веществ, лаков и красок. Разбавленные соляную, ортофосфорную и борную кислоты используют в медицине. 

Также кислоты нашли широкое применение в быту, они известны нам как уксусная и лимонная, а также кислоты входят в состав чистящих средств.

Ответы

Упражнение 1

${\mathrm{SO}}_3 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_{4 }$