11 кислот по химии. Кислоты: классификация и химические свойства. Химические свойства оснований

В 11 задании продолжается тема химических свойств, на этот раз уже кислот и оснований.

Теория к заданию №11 ОГЭ по химии

Кислоты

Напомню, что кислоты - это химические соединения, диссоциирующие на протоны (H+). Примеры простейших кислот - соляная (HCl), серная (H2SO4), азотная (HNO3).

Основания

Основания же - вещества, диссоциирующие на гидроксид ионы (OH-).

Простейшими примерами являются едкий калий и натрий (KOH и NaOH). Едкими их называют, кстати, неспроста. Они действительно разъедают и щиплют при попадании на кожу. Поэтому опасность их не стоит недооценивать.

Итак, перейдем к рассмотрению химических свойств данных классов.

Химические свойства кислот

Классификацию кислот мы рассматривали в . Я рекомендую перед дальнейшем изучением химических свойств вспомнить классификацию кислот для общего понимания.

Итак, перейдем к рассмотрению свойств кислот:

реакция с основными оксидами : в качестве примера приведена реакция оксида кальция с соляной кислотой. В данной реакции продуктами являются соль - хлорид кальция, которым посыпают дороги в гололёд, и вода, которую мы пьем каждый день.

реакция с амфотерными оксидами , например оксидом цинка:

реакция кислот со щелочами носит название нейтрализации. Как пример, приведена реакция едкого натра с соляной кислотой, продуктами являются соль (в данном примере поваренная) и вода.

обменные реакции с солями , если в результате реакции образуется нерастворимое вещество либо газ. В качестве примера приведена реакция хлорида бария с серной кислотой, в результате которой образуется осадок сульфата бария и летучий хлороводород.

реакция с нерастворимыми основаниями , например гидроксида меди с серной кислотой:

вытеснение слабых кислот из растворов их солей , например солей фосфорной кислоты хлороводородной кислотой:

реакция с металлами , стоящими в ряду напряжений до водорода - пример - реакция магния с соляной кислотой:

Химические свойства оснований

Перед изучением химических свойств оснований, полезно вспомнить классификацию оснований из .

Итак, перейдем к разбору химических свойств оснований:

вышеприведенная реакция с кислотами - реакция нейтрализации
реакция с амфотерными основаниями , например, гидроксидом цинка и алюминия:

реакция с кислотными оксидами с образованием соли и воды. Пример - реакция едкого натрия с оксидом кремния (травление стекла):

обменные реакции с солями , если образуется осадок или газ (аммиак). Пример - реакция гидроксида бария с сульфатом натрия:

Разбор типовых вариантов заданий ОГЭ по химии

Первый вариант задания

В реакцию с соляной кислотой вступает:

нитрат серебра
нитрат бария
серебро
оксид кремния

Рассмотрим каждый случай:

Соляная кислота и нитрат серебра. Так как нитрат серебра - соль, обменная реакция возможна, если продукт реакции осадок либо газ. В качестве продукта может образоваться азотная кислота (растворима) и хлорид серебр а (нерастворим - белый творожистый осадок ). Значит, реакция возможна и ответ нам подходит.
Нитрат бария и соляная кислота. Продукты данной реакции обмена растворимы (азотная кислота и хлорид бария), поэтому реакция не идет .
Серебро стоит в ряду напряжений после водорода, поэтому не реагирует с кислотами-неокислителям и.
Оксид кремния - кислотный оксид и с кислотами не реагирует .

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.

*Признаки классификации*	*Группы кислот*	*Пример*
*Наличие кислорода*
Бескислородные
*Основность* *(число атомов водорода, способных замещаться на металл)*	Одноосновные
Двухосновные
Трёхосновные
*Растворимость*	Растворимые
Нерастворимы
*Летучесть*
Нелетучие
*Степень электролитической диссоциации*		Н2SO4, HNO3, HCl

*Стабильность*	Стабильные	H3PO4, Н2SO4, HCl
Нестабильные

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. Рис. 2.

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

Cu + 2H2SO4(конц) = Cu SO4 + 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↓ +2 HCl

H2CO3 + BaCl2 = BaCO3↓ +2 HCl

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.

Основные способы получения кислот

1. Бескислородные кислоты можно получить из простых веществ.

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.

Al2 S3 +6 H2O → 2Al (OH)3↓+ 3H2S

PCl5 + H2O → H3PO4 + 5HCl

Теория кислот и оснований Сванте Аррениуса. 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. 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. 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..

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 H 3 BO 3 .

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.

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.

ИСТОЧНИКИ

источник видео - https://www.youtube.com/watch?v=KqOwvPrN8W4

источник презентации - http://ppt4web.ru/khimija/kisloty5.html

Классификация кислот

*Признаки классификации*	*Группы кислот*	*Пример*
*Наличие кислорода*		Н 2 SO 4 , HNO 3
Бескислородные
*Основность* *(число атомов водорода, способных замещаться на металл)*	Одноосновные
Двухосновные	Н 2 S, Н 2 CO 3
Трёхосновные
*Растворимость*	Растворимые	Н 2 SO 4 , HNO 3
Нерастворимы
*Летучесть*
Нелетучие
*Степень электролитической диссоциации*		Н 2 SO 4 , HNO 3 , HCl
	Н 2 S, Н 2 CO 3
*Стабильность*	Стабильные	H 3 PO 4 , Н 2 SO 4 , HCl
Нестабильные	Н 2 CO 3 , Н 2 SO 3

Пример реакции между кислотами и основаниями Льюиса .

AlCl 3 + Cl - → Cl 4 -

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.

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?

Кислый вкус, действие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами - эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

1. В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

Растворы кислот изменяют цвет индикаторов: лакмуса - в красный, метилового оранжевого - в розовый, цвет фенолфталеина не изменяют.

2. Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, при соблюдении ряда условий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли. Рассматривая это свойство неорганических и органических кислот, подчеркнем, что взаимодействие HNO 3 и Н 2 SO 4 (конц.) с металлами (табл. 19) протекает иначе, но эти особенности указанных кислот будут объяснены несколько позднее.

Таблица 19
Продукты взаимодействия
простых веществ с азотной и серной кислотами

3. Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль:

4. И те и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут образовать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

5. Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется газ или осадок:

Взаимодействие фосфорной кислоты Н 2 РO 4 с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка фосфата кальция Са 3 (РO 4) 2 .

6. Сложные эфиры образуют не только органические кислоты согласно общему уравнению:

но и неорганические кислоты, например азотная и серная:

Аналогичная реакция с участием двух и трех гидроксогрупп целлюлозы при ее нитровании приводит к получению сложных эфиров: ди- и тринитроцеллюлозы - необходимых веществ для производства бездымного пороха.

Вместе с тем отдельные представители минеральных и органических кислот имеют и особые свойства.

Особенности свойств азотной HNO 3 и концентрированной серной Н 2 SO 4 (конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы Н+, а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород Н 2 , а получаются другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры, степени измельченности металла и т. д.).

Следует отметить, что третий продукт реакции металлов с этими кислотами часто образуется в «букете» - смеси с другими продуктами, но мы в таблице 19 указали преобладающие продукты.

Эти особенности химического поведения HNO 3 и Н 2 SO 4 (конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ. Его можно проследить и на примере свойств органических кислот, например уксусной и муравьиной.

Уксусная кислота СН 3 СООН, как и другие карбоновые кислоты, содержит в молекуле углеводородный радикал. В нем возможны реакции замещения атомов водорода атомами галогенов:

Под влиянием атомов галогена в молекуле кислоты ее степень диссоциации сильно повышается. Например, хлоруксусная кислота почти в 100 раз сильнее уксусной (почему?).

Муравьиная кислота НСООН, в отличие от уксусной, не имеет в молекуле углеводородного радикала. Вместо него она содержит атом водорода, а потому является веществом с двойственной функцией - альдегидокислотой и, в отличие от других карбоновых кислот, дает реакцию «серебряного зеркала»:

Образующаяся угольная кислота Н 2 СO 3 распадается на воду и углекислый газ, который в избытке аммиака превращается в гидрокарбонат аммония.