Кислоты в химии

Кислоты в химии – это группа соединений, обладающих общими чертами в строении молекул, в состав которых всегда входит водород и кислотный остаток. В химических процессах кислоты проявляют специфические свойства, главное из которых – способность образовывать соли.

Определение и формулы

Кислота – соединение, молекулы которого способны к обмену или замещению водородного катиона (протона) катионом металла с присоединением его к кислотному остатку. В химических реакциях кислотный остаток, состоящий из одного (простой) или нескольких (сложный) атомов, сохраняет свой состав.

Химические формулы

В неорганической химии общая формула кислот имеет вид где H – водород, n – количество атомов, A – кислотный остаток.

Значение n соответствует валентности кислотного остатка. Формула кислоты позволяет установить состав соединений, образуемых с ее участием, и составить уравнение реакции.

Органические карбоновые кислоты имеют общую формулу RCOOH, где R – углеводородный радикал, COOH – карбоксильная группа, атом водорода в составе которой может замещаться.

Ионные формулы

При растворении в воде происходит диссоциация – разложение – молекул кислоты на катионы H+ и анионы кислотных остатков. Поэтому кислоту можно представить в ионной записи . Так, – ионный состав соляной кислоты – серной кислоты H2SO4; – ортофосфорной кислоты H3PO4.

Диссоциация молекул карбоновых кислот происходит по схеме . Например, ионная формула пропионовой кислоты CH3CH2COOH имеет вид .

Структурные формулы

Взаимное расположение атомов и кратность связей в молекуле отражают графические, или структурные, формулы:

Кислота Структурная формула Трехмерная модель молекулы
плавиковая HF
угольная H2CO3
уксусная CH3COOH

Классификация кислот в химии

Кислоты подразделяются на группы по ряду признаков:

  • Состав кислотного остатка:
    • бескислородные (HBr, HI, H2S);
    • кислородсодержащие (HNO3, HClO4, H2SiO3).
  • Основность – количество замещаемых водородных атомов (величина n в общей формуле HnA). Различают одно-, двух-, трех- и многоосновные кислоты.
  • Сила (способность к отдаче протонов H+):
    • Сильные – имеют высокую степень диссоциации (HI, HNO3, H2SO4). Самая сильная кислота в химии, поддающаяся хранению – органическая фторированная карборановая кислота H(CHB11F11). Большинство неорганических кислот характеризуются большей силой, чем органические.
    • Слабые – диссоциируют в малой степени (H2S, H2CO3, HClO). Чем прочнее связь водорода с кислотным остатком, тем слабее кислота. Свинцовистая кислота H2PbO2 – самая слабая кислота в химии неорганических соединений.

Силу кислородсодержащих кислот с формулой определяют по разности m – n:

m – n Сила Примеры
0 очень слабая HClO, H3AsO3
1 слабая H2CO3, H2SiO3, H3PO4
2 сильная HNO3, HClO3, H2SO4
3 очень сильная HClO4, HMnO4

Кислоты классифицируют также по растворимости, летучести и устойчивости.

Номенклатура

Систематические наименования бескислородных кислот строятся по следующему правилу: название элемента + суффикс «-о-» + «-водородная» (бромоводородная HBr ).

Наименование кислородсодержащей кислоты определяют особенности состава:

  • Степень окисления кислотообразующего элемента:
высшая название элемента + суффикс «-н-», «-ов-», «-ев-»
промежуточная +5 название элемента + суффикс «-оват-»
промежуточная +3, +4 название элемента + суффикс «-ист-», «-овист-»
+1 название элемента + суффикс «-оватист-»
  • Содержание кислорода:
выше приставка «орто-» + название кислоты
ниже приставка «мета-» + название кислоты

Кислоты, их соли и ангидриды

Названия и состав некоторых кислот, их солей (наименования кислотных остатков) и ангидридов (кислотных оксидов) представлены в таблице:

Неорганические
Кислота Формула Кислотный остаток и его валентность Кислотный оксид
Бескислородные
одноосновная фтороводородная (плавиковая) HF F- (I), фторид
хлороводородная (соляная) HCl Cl- (I), хлорид
бромоводородная HBr Br- (I), бромид
йодоводородная HI I- (I), йодид
двухосновная сероводородная H2S S2- (II), сульфид
селеноводородная H2Se Se2- (II), селенид
Кислородсодержащие
одноосновная азотистая HNO2 NO2- (I), нитрит оксид азота (III)
азотная HNO3 NO3- (I), нитрат оксид азота (V)
хлорноватистая HClO ClO- (I), гипохлорит оксид хлора (I)
хлористая HClO2 ClO2- (I), хлорит оксид хлора (III)
хлорноватая HClO3 ClO3- (I), хлорат оксид хлора (V)
хлорная HClO4 ClO4- (I), перхлорат оксид хлора (VII)
марганцовая HMnO4 MnO4- (I), перманганат оксид марганца (VII)
двухосновная сернистая H2SO3 SO32- (II), сульфит оксид серы (IV)
серная H2SO4 SO42- (II), сульфат оксид серы (VI)
угольная H2CO3 CO32- (II), карбонат оксид углерода (IV)
кремниевая H2SiO3 SiO32- (II), силикат оксид кремния (IV)
хромовая H2CrO4 CrO42- (II), хромат оксид хрома (VI)
трехосновная ортофосфорная H3PO4 PO43- (III), (орто)фосфат оксид фосфора (V)
(орто)борная H3BO3 BO33- (III), (орто)борат оксид бора (III)
мышьяковая H3AsO4 AsO43- (III), арсенат оксид мышьяка (V)
Органические
Кислота Формула Кислотный остаток и его валентность
одноосновная муравьиная HCOOH HCOO- , формиат
уксусная CH3COOH CH3COO- , ацетат
двухосновная щавелевая HOOC-COOH -OOC-COO- , оксолат ((C2O42-)

Свойства кислот

В стандартных условиях кислоты представляют собой жидкости или твердые вещества. Водные растворы кислот изменяют цвет индикаторов:

  • лакмус: фиолетовый → красный;
  • метилоранж: оранжевый → красный;
  • универсальный: оранжевый → красный;

Фенолфталеин на кислую среду не реагирует.

Химические свойства

  • Реакции замещения с металлами, расположенными в электрохимическом ряду активности до водорода:

Водород не выделяется в реакциях с концентрированной серной и азотной кислотами, так как металлы в этом случае окисляются серой S6+ и азотом N5+:

  • Реакции обмена с различными классами соединений:
  • С основными и амфотерными оксидами:

Продукты реакции – соль и вода.

  • С основаниями в реакциях нейтрализации с образованием соли и воды:

  • С солями, если происходит выпадение осадка или выделение газа:

Сильная кислота вытесняет из соли более слабую. Сила кислот убывает слева направо в ряду:

Так, в карбонате кальция CaCO3 плавиковой кислотой HF вытесняется угольная H2CO3:

  • Разложение

При нагревании молекулы нерастворимых кислот разлагаются на кислотный оксид и воду:

Неустойчивые молекулы угольной и сернистой кислот разлагаются в момент образования на газ и воду:

Получение

Кислоты образуются при взаимодействиях:

Применение

Кислоты применяются во множестве отраслей: в пищевой, легкой, химической промышленности, в производстве медицинских препаратов, в горном деле.

Из минеральных кислот наиболее широко используются серная, азотная, ортофосфорная, соляная. Карбоновые кислоты – щавелевая, уксусная, масляная, муравьиная и другие – также находят применение в различных областях: от производства продуктов питания до металлургии.

Это интересно:

Получение метана в лаборатории и промышленности

Качественные реакции в органической химии

Задания

1. Назовите валентность кислотного остатка:

    1. H3SbO4;
    2. H4SnO4;
    3. H2Te;
    4. HBrO4.

2. Установите степени окисления элементов в кислотах и наименования кислот в соответствии с номенклатурой:

    1. H3AsO4 и HAsO3;
    2. HIO2 и HIO3.

3. Какое соединение в ряду CO2, BaSO4, HCl, HCOOH, Na2CO3, H2SiO3, MgO, H3AsO4 является:

    1. двухосновной кислотой;
    2. трехосновной кислотой;
    3. сильной кислотой;
    4. карбоновой кислотой?

4. Определите тип реакции Mg+HCl=? Каковы ее продукты? Составьте ее молекулярное и ионное уравнения.

5. H2WO4 – малорастворимая вольфрамовая кислота. На какие вещества она разлагается при нагревании? Составьте уравнение реакции разложения.

Ответы

Ссылка на основную публикацию