04. 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↑

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

Cu + 4HNO₃(конц) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + H₂O

Cu + 2H₂SO₄(конц) = CuSO₄ + SO₂↑ + H₂O

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↓ + 2HCl

H₂CO₃ + BaCl₂ = BaCO₃↓ + 2HCl

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.

Получение кислот

Основные способы получения кислот

1.  Бескислородные кислоты можно получить из простых веществ.

H₂ + Cl₂2HCl

H₂ + SH₂S

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.

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

PCl₅ + H₂O → H₃PO₄ + 5HCl

Теории кислот и оснований

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.

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.

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.

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 H₃BO₃.

I ступень: Н₃ВО₃ ↔ Н⁺ + Н₂ВО₃⁻

I ступень: Н₂ВО₃⁻ ↔ Н⁺ + НВО₃²⁻

I ступень: НВО₃²⁻ ↔ Н⁺ + ВО₃³⁻

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).

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.

Список литературы

1. Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П. П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П. П. Попель, Л. С. Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О. С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Интернет-портал «hemi.nsu.ru» (Источник)

2. Интернет-портал «chemport.ru» (Источник)

3. Интернет-портал «Химик.ру» (Источник)

Домашнее задание

1. №№ 2-4 (с. 187) Габриелян О. С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

2. Как можно определить наличие кислоты в продуктах питания?

3. Как вы думаете, откуда произошло название муравьиной кислоты?