Кислоты

Содержание
Введение…………..……………….…………....…………………….… 3
1. Кислоты………….…………………………………………….....…... 4
2. Взаимодействие кислот с металлами..……………………….......… 6
3. Взаимодействие кислот с оксидами металлов..…………...….……. 7
4. Взаимодействие кислот с гидроксидами металлов……...……....... 8
5. Взаимодействие кислот с солями………………………….……….. 9
6. Взаимодействие кислот со спиртами…………………………..…. 11
Заключение...……………….………..................................................... 12
Список литературы………....……………………………...……...….. 13

Введение
Кислоты – один из важнейших классов химических соединений. Вкус кислот отражается в названии всего класса «кислоты – кислые». Кислоты широко распространены в окружающем мире. Все фрукты, овощи и другие продукты питания содержат органические кислоты: яблочную, лимонную, молочную, масляную, уксусную, аскорбиновую и др. Жжение после укуса муравья обусловлено муравьиной кислотой. Некоторые тропические пауки содержат уксусную кислоту, которую они используют для защиты от своих врагов. Большое количество растений выделяют ванилиновую, феруленовую, фумаровую и другие кислоты. В ядовитых грибах также содержатся кислоты, например, в мухоморах - иботеновая кислота. И организме человека тоже есть кислоты. Например, в желудке - соляная кислота, которая необходима в процессе пищеварения.
Кислоты имеют разное строение, разные функции, цвета, общие и специфические химические свойства. Они участвуют в разных процессах. Один из которых электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы, при растворении в воде или расплавлении. Кислоты бывают сильные и слабые. Но сильные и слабые они не от того, что они могут растворять металлы и прожигать дыры в одежде, а от способности кислот отдавать протоны основаниям.
1. Кислоты
Этот класс соединений широко распространен в природе. В желудке человека содержится сильная бескислородная одноосновная соляная кислота – своеобразный санитарный кордон для микробов, которые попадают в желудок вместе с пищей.
Соляная кислота желудка создает благоприятную среду для работы фермента желудочного сока пепсина, который расщепляет сложные белки до более простых. Следовательно, соляная кислота – необходимое для пищеварения вещество. При недостаточной кислотности желудочного сока больным предписывают принимать аптечные препараты, содержащие соляную кислоту. Однако и избыток соляной кислоты в желудке грозит дискомфортом, который известен под названием изжога. В этом случае нередко избыток кислоты гасится с помощью минеральных карбонатных и гидрокарбонатных вод.
В природе наблюдается многообразие органических кислот (рис. 1): лимонная кислота содержится в лимонах, яблочная – в яблоках, щавелевая – в листьях щавеля. Муравьи защищаются от врагом, разбрызгивая жидкость, содержащую муравьиную кислоту. Эта кислота содержится в пчелином яде и в жгучих волосках крапивы. Помогает сохранять свежими ягоды клюквы или брусники в течение многих месяцев содержащаяся в них бензойная кислота.
Рисунок 1 – Органические кислоты в природе
При скисании виноградного сока получается уксусная кислота, а при скисании молока, при квашении капусты и при силосовании кормов для скота – молочная кислота (рис. 2).
Рисунок 2 – Молочная кислота содержится в кисломолочных продуктах (а), образуется при квашении капусты (б)
Кислоты можно классифицировать по различным признакам (табл. 1).
Таблица 1 – Классификация кислот
Признаки
классификации Группы кислот Пример
Наличие кислорода Кислородсодержащие H2SO4, HNO3, карбоновые кислоты, например предельные CnH2n+1COOH
БескислородныеH2S, HCl, HBrОсновность (число атомов Н в молекуле, способных замещаться на металл) Одноосновные HCl, HNO3, CH3COOH
Двухосновные H2S, H2SO4, щевелевая кислота HOOC-COOH
ТрехосновныеH3PO4
Растворимость Растворимые H2SO4, HNO3, HCOOH, CH3COOH
Нерастворимые H2SiO3, жирные кислоты, например пальмитиновая C15H31COOH и стеариновая С17H35COOH
Летучесть Летучие HCl, H2S, CH3COOH
Нелетучие H2SO4, H2SiO3, высшие жирные кислоты
Степень электролитической диссоциации Сильные (α – 1) H2SO4, HCl, HNO3, HClO4
Слабые (α – 0) H2S, H2CO3, CH3COOH
Стабильность Стабильные H2SO4, H3PO4, HClНестабильные H2CO3, H2SO3, H2SiO3
2. Взаимодействие кислот с металлами
Рассмотрим особенности взаимодействия с металлами концентрированной серной и азотной кислоты любой концентрации. Эти кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов как до, так и после водорода, не образуя при этом водород. В результате реакции этих кислот с металлами образуются соль, вода и продукт восстановления сульфат- или нитрат- анионов.
Так, при взаимодействии серной кислоты с медью образуется оксид серы (IV):
Cu0+2H2S+6O4=Cu2SO4+S+4O2+2H2O (1)
При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с медью образуется бурый оксид азота (IV) (рис. 3):
Cu0+4HN+5O3=Cu+2NO32+2N+4O2+2H2O (2)
Рисунок 3 – Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью сопровождается образованием бурого газа – оксида азота (IV)
В реакции меди с разбавленной азотной кислотой в качестве продукта восстановления нитрат- иона образуется бесцветный оксид азота (II):
3Cu0+8HN+5O3=3Cu+2NO32+2N+2O+4H2O (3)
Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества, так как является очень гигроскопичной.
3. Взаимодействие кислот с оксидами металлов
С основными и амфортерными оксидами взаимодействуют как неорганические, так и органические оксиды. Например (рис.4):
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O (4)
CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O (5)
2CH3COOH + ZnO – (CH3COO)2Zn + H2O (6)
2CH3COOH + ZnO – 2CH3COO- + Zn2+ + H2O (7)
Рисунок 4 – Взаимодействие оксида меди (II) с серной кислотой
4. Взаимодействие кислот с гидроксидами металлов
С основаниями (со щелочами и нерастворимыми в воде основаниями) и амфортерными гидроксидами также взаимодействуют как органические, так и неорганические кислоты.
Рисунок 5 – Взаимодействие: а – соляной кислоты с гидроксидом натрия; б – азотной кислоты с гидроксидом железа (III)
NaOH + HCl = NaCl + H2O (8)
H+ + OH = H2O (рис. 5, а) (9)
Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O (рис. 5, б) (10)
Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O (11)
2CH3COOH + Zn(OH)2 – (CH3COO)2Zn + 2H2O (12)
2CH3COOH + Zn(OH)2 – 2CH3COO + Zn2+ + H2O (13)
5. Взаимодействие кислот с солями
С солями кислоты взаимодействуют, если в результате реакции образуется осадок или газ.
Качественной реакцией на галогениж-ионы (кроме F-) является взаимодействие с нитратом серебра (точнее, катионом серебра, так как AgNO3 = Ag+ + NO3-);
Ag+ + Г = AgГ (рис. 6) (14)
Рисунок 6 – Качественные реакции на галогенид-анионы: хлорид-анион, бромид-анион, иодид-анион
Качественной реакцией на серную кислоту и ее соли является реакция с раствором соли бария (рис. 7, а), например:
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl (15)
Ba2+ + SO42 = BaSO4 (16)
Рисунок 7 – Качественные реакции:
а – на сульфид-анион; б – на карбонат-анион
Качественной реакцией на соли угольной кислоты (карбонат- или гидрокарбонат- ионы) является их взаимодействие с кислотами (рис. 7, б):
Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2 (17)
2H+ + CO23 = H2O + CO2 (18)
CaCO3 + 2CH3COOH – (CH3COO)2Ca + H2O + CO2 (19)
CaCO3 + 2CH3COOH – 2CH3COO- +Ca2+ + H2O + CO2 (20)
6. Взаимодействие кислот со спиртами
Как органические, так и неорганические кислоты взаимодействуют со спиртами, образуя сложные эфиры (реакция этерификации).
Например, уксусная кислота образует с этиловым спиртом уксусноэтиловый эфир ( рис.8).
Рисунок 8 – Прибор для получения уксусноэтилового эфира
CH3COOH + C2H5OH – CH3COOC2H5 + H2O (21)
Азотная кислота также способна реагировать со спиртами. Вам знакомо ее взаимодействие с глицерином, приводящее к образованию тринитрата глицерина – сильного взрывчатого вещества, а также эффективного лекарственного препарата.
Заключение
В данном реферате мы рассмотрели тему кислоты, также проанализировали взаимодействие кислот с металлами, с оксидами металлов, с гидроксидами металлов, с солями, со спиртами.
Список литературы
Габриелян О. С. Химия 11 класс, учебник для общеобразовательных учреждений, 2-е издание, стереотипное, г. Москва, 2007. – 210 с.;
Кутепов А.М., Бондарева Т.И., Беренгартен М.Г. Общая химическая технология. Учебник для вузов, - М.: ИКЦ “Академкнига”, 2002. – 560 с.
Ксензенко В.И. Общая химическая технология и основы промышленной экологии. Учебник для вузов. – М.: “КолосС”, 2003. – 328 с.
Соколов Р.С. Химическая технология. В двух томах. Учебное пособие для вузов, - М.: ГИЦ “Владос” , 2000, т.1- 367 с., т.2 – 449 с.
Кутепов А.М., Бондарева Т.И., Беренгартен М.Г., Общая химическая технология. Учебник для вузов, - М.: ИКЦ “Академкнига”, 2005. – 524 с.