Получение кислот и свойства – Получение кислот

Содержание

Получение кислот

Бескислородные кислоты могут быть получены:

1 способ: Взаимодействие неметаллов с водородом, например:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S → H2S.

2 способ: Взаимодействие растворов солей с более сильными кислотами, например:

FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S,

NaCl + H2SO4HCl↑ + NaНSO4.

3 способ: Взаимодействием некоторых простых веществ с водой, например:

Cl2 + H2O → HCl + HClO.

Кислородные кислоты можно получить:

1 способ: Взаимодействием растворимых кислотных оксидов с водой, например:

P

2O5 + 3H2O → 2H3PO4,

SO3 + H2O → H2SO4.

Нужно помнить: при растворении некоторых оксидов с водой может образоваться несколько кислот, например:

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4,

2ClO2 + H2O → HClO2 + HClO3,

P2O5 + H2O → 2HPO3,

2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2,

P2O5 + 2H2O → H4P2O7.

N2O4 + H2O → HNO3 + HNO2.

2 способ: Реакцией обмена между раствором соли и более сильной кислотой, например:

Na2SiO3 + H2SO4 → H2SiO3↓ + Na2SO4.

При рассмотрении этого способа получения кислот нужно помнить, о ряде активности кислот:

HCl, HBr, HI

H2SO4 H2SO3, H2CO3, HF, HNO2, H2S,

HNO3 , HClO

4 H3PO4, CH3COOH и др.

Таким образом, сильная H2SO4 вытесняет безкислородные сильные кислоты, затем сильные кислородосодержащие, а они в свою очередь вытесняют слабые кислоты. Реакции протекают преимущественно в прямом направлении.

3 способ: Взаимодействием некоторых простых веществ с водой, например:

Cl2 + H2O → HClO + HCl.

4 способ: Гидролизом растворимых бинарных соединений, например:

Cl3N + 3HOH → 3HClO + NH3.

Химические свойства кислот

1) Водные растворы кислот изменяют окраску индикаторов (таблица 6).

Таблица 6 – Окраска индикаторов в растворах кислот

Индикатор

Цвет индикатора

Цвет индикатора в растворе кислоты(рН < 7)

лакмус

фиолетовый

красный

фенолфталеин

бесцветный

бесцветный

метилоранж

оранжевый

розовый (красный)

2) При растворении в воде кислоты диссоциируют.

Сильные одноосновные кислоты диссоциируют в водных растворах полностью (на 100%) на ионы водорода и кислотный остаток, например:

HCl → H+ + Cl,

HClO4 → H+ + ClO.

Слабые кислоты (HF, HNO2, CH3COOH, H2CO3, H2S, H3PO4 и др.) в водных растворах диссоциируют незначительно. Процесс диссоциации обратим. При этом устанавливается химическое равновесие между молекулами слабой кислоты и ионами, на которые идет диссоциация, например:

HCN ↔ H+ +CN.

Многоосновные кислоты в водных растворах диссоциируют по ступеням с постепенным отщеплением катионов водорода Н+.

Таким образом, сколько катионов водорода Н+ содержится в молекуле кислоты, столько будет ступеней диссоциации у этой кислоты.

Нужно помнить, что многоосновные сильные кислоты по первой ступени диссоциируют необратимо, а слабые кислоты по всем ступеням диссоциируют обратимо, например:

1 ступень: H2SO4 → H+ + HSO,

2 ступень: HSO ↔ H+ + SO.

1 ступень: H2CO3 ↔ H+ + HCO,

2 ступень: HCO ↔ H+ + CO.

1 ступень: H2S ↔ H+ + HS,

2 ступень: HS ↔ H+ + S2-.

1 ступень: H3РO4 ↔ H+ + H2PO,

2 ступень: H2PO ↔ H+ + HPO

,

3 ступень: HPO ↔ H+ + PO.

Ступенчатой диссоциацией многоосновных кислот объясняется образование кислых солей.

3) Взаимодействие с активными металлами разбавленных HCl, H2SO4 и некоторых других кислот (с образованием соли и выделением газообразного водорода), например:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑,

Zn + H2SO4 (разб.) → ZnSO4 + H2↑,

2Mg + CH3COOH → Mg(CH3COO)2 + H2↑.

Малоактивные металлы в этих реакциях не участвуют, например:

Ag + HCl

4) Взаимодействие металлов и неметаллов с концентрированной H2SO4 и разбавленной HNO3.

а) Концентрированная H2SO4 взаимодействует как с активными, так с

малоактивными металлами и образуется смесь различных продуктов

2-

восстановления иона SO4 , например:

ZnSO4 + H2O+ SO2 ↑,

Z

n + H2SO4 (конц.) ZnSO4 + H2O+ S ,

ZnSO4 + H2O+ H2S ↑.

Чем активнее металл, тем больше будет выделяться H2S ↑.

б) При взаимодействии с малоактивными металлами, реакция идёт в одном направлении, например:

Сu + H2SO4 (конц.) → CuSO4 + H2O+ SO2 ↑.

в) При взаимодействии разбавленной HNO3 реакция протекает с образованием одного из четырех продуктов восстановления аниона и образуется соль активного металла, вода и различные продукты восстановления иона(аммиак или соль аммония, либо оксид азота (І) и др.), например:

Zn(NO3)2 + H2O+ NH3,

Zn(NO3)2 + H2O+ NH4NO3,

Zn + HNO3 (разбав.) Zn(NO3)2 + H2O+ N2,

Zn(NO3)2 + H2O+ N2O.

Какой продукт восстановления иона преобладает, зависит от активности металла, площади его соприкосновения с кислотой и концентрации разбавленнойHNO3.

г) При взаимодействии разбавленной HNO3 с малоактивными металлами, реакция идёт преимущественно с образованием NO, например:

Cu + HNO3 (разбав.) → Cu(NO3)2 + H2O+ NO ↑.

д) Концентрированная H2SO4 и HNO3 кислоты взаимодействует с некоторыми неметаллами – активными восстановителями. При этих реакциях образуются оксиды неметаллов, оксиды серы или азота, например:

H2SO4 (конц.) + С → СO2 + SO2 + H2O,

HNO3 (конц.) + С → СO2 + NO2 + H2O.

5) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами, например:

MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O,

CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O,

ZnO + 2HNO3 → Zn(NO3)2 + H2O,

Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3H2O.

6) Взаимодействие с основными и амфотерными гидроксидами, например:

KOH + HCl → KCl + H2O,

2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O,

Al(OH)3 + 3HNO3 → Al(NO3)3 + 3H2O,

Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O.

При взаимодействии с многокислотными основаниями и амфотерными гидроксидами реакции протекают по ступеням с образованием основных и средних солей, например:

1 ступень: Fe(OH)3 + HCl → Fe(OH)2Cl + H2O,

2 ступень: Fe(OH)3 + 2HCl → Fe(OH)Cl2 + 2H2O,

3 ступень: Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O.

При взаимодействии многоосновных кислот с основаниями реакции протекают по ступеням с образованием кислых и средних солей, например:

1 ступень: Н3РО4 + КОН → КН2РО4 + H2O,

2 ступень: Н3РО4 + 2КОН → К2НРО4 + 2H2O,

3 ступень: Н3РО4 + 3КОН → К3РО4 + 3H2O.

7) Взаимодействие с некоторыми нормальными (или средними) солями с образованием новой соли и новой кислоты. Эти реакции возможны в том, случае, если образуется труднорастворимое или газообразное соединение, более слабая кислота, чем исходная, например:

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl,

AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3,

K2SiO3 + 2HCl → H2SiO3↓ + 2KCl,

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O.

8) Термическое разложение кислородных кислот, например:

H2SiO3H2O + SiO2,

H2CO3H2O + CO2↑,

4HNO34NO2 + 2H2O + O2,

H2SO4 H2O + SO3.

> 98,3%

9) Диспропорционирование некоторых кислот в низких степенях окисления атома, образующего кислоту, например:

,

.

studfile.net

Свойства кислот, получение кислот

Свойства кислот

Кислоты - это сложные химические вещества, которые содержат атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов и образовывать соли.

Свойства кислот. Получение кислот

Кислоты различаются по основности: Основность определяется количеством атомов водорода, входящим в их состав. Например, серная - H2SO4 - двухосновная, так как в её состав входит 2 атома водорода.

Кислоты разделяют также на кислородосодержащие и не содержащие кислород. Например, соляная - HCl - не содержит атомов кислорода, а H2СO3 - угольная - содержит 3 атома кислорода и является кислородосодержащей.

Теперь разберём подробнее свойства кислот и их химическое взаимодействие c простыми и сложными веществами.

Основные химические свойства кислот:

- взаимодействие с металлами:

H2SO4 +Zn → ZnSO4 + H2 - Образуется соль и выделяется водород

В зависимости от концентрации самой кислоты получаются различные продукты химической реакции. Например,

2H2SO4 + Cu → CuSO4 + SO2 +2H2O - в этом случае серная кислота - концентрированная. Разбавленная - на медь (Cu) никак не действует.

- взаимодействие с основными оксидами и амфотерными оксидами:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O - образуется соль и вода;

SnO + HCl → SnCl2 + H2O (оксид олова - SnO - амфотерный оксид)

- взаимодействие с основаниями и щелочами:

HCl + KOH → KCl + H2O - эту реакцию ещё называют реакцией нейтрализации - образуется соль и вода;

Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O

- взаимодействие с солью:

При химических реакциях кислот с солью обязательно надо учитывать основные признаки химических реакций, а именно, химическая реакция пройдёт, если будет выделяться газ, выпадет осадок, и т.д.

N2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O - выделяется углекислый газ CO2. Конечно, если говорить точно, то образуется слабая угольная кислота (H2CO3), которая сразу же распадается на углекислый газ и воду. При этих реакциях образуется соль и другая кислота (более слабая, чем та, которая вступала в реакцию).

Теперь рассмотрим основным способы получения кислот

Получение кислот

Получение кислот производят с помощью следующих химических реакций:

- при взаимодействии кислотных оксидов с водой:

SO3 + H2O → H2SO4;
CO2 + H2O → H2CO3;

- при взаимодействии кислоты с солью:

NaCl + H2SO4(конц.) → HCl + Na2SO4 - при этой химической реакции образуется новая более слабая кислота (более слабая, чем серная, но тоже сильная) и другая соль;

- при взаимодействии неметаллов с водородом с последующим растворением их в воде:

H2 + Cl2 → HCl (Надо помнить, что само по себе данное химическое соединение - газ хлороводород HCl кислотой не является. Для её образования необходимо полученный газ HCl растворить в воде). Аналогичным образом поступают с газом сероводородом:

H2 + S → H2S;

- при окислении некоторых простых веществ:

P + 5HNO3 +2H2O → 3H3PO4 + 5NO (в этой химической реакции происходит окисление фосфора (P) азотной кислотой (HNO3) до ортофосфорной кислоты (H3PO4) с выделением оксида азота (NO)

www.kristallikov.net

Общие методы получения кислот

1. Бескислородные кислоты можно получить прямым взаимодействием соответствующего простого вещества с водородом:

H2 + Cl2 2HCl;

H2 + S H2S

2. Кислородсодержащие кислоты обычно получают взаимодействием их ангидридов (кислотных оксидов) с водой:

SO3 + H2O = H2SO4

3. Кислородсодержащие кислоты можно получить окислением простого вещества энергичным окислителем в водном растворе (мокрое сожжение):

Sn + 4HNO3 H2SnO3 + 4NO2 + H2O

4. Летучие или слабые кислоты получают при действии на их соли сильной нелетучей кислоты (в первом случае при нагревании):

NaNO3 (кр.) + H2SO4 (конц.) NaHSO4 + HNO3;

2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2

  1. Нерастворимые в воде кислоты можно получить, действуя на растворы их солей более сильной растворимой кислотой:

Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3 + Na2SO4

6. Водный раствор кислоты можно получить реакцией ионного обмена, идущей с образованием осадка:

Ba(ClO3)2 + H2SO4 = 2HClO3 + BaSO4

Общие химические свойства кислот. Большинство кислородсодержащих кислот термически неустойчивы и при нагревании, иногда незначительном, легко разлагаются, образуют при этом воду и соответствующий оксид (ангидрид кислоты):

H2SiO3 SiO2 + H2O;

4HNO3 4NO2 + O2 + 2H2O

Кислоты, содержащие элемент в промежуточной степени окисления, могут быть окислены кислородом, галогенами, а также другими окислителями:

2H2SO3 + O2 = 2H2SO4;

H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl

Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов левее водорода, вытесняют его из водных растворов кислот:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Кислоты, анионы которых являются окислителями, взаимодействуют с металлами без выделения водорода:

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Окисляют кислоты-окислители также и неметаллы:

P + 5HNO3 (конц.) H3PO4 + 5NO2 + H2O

Взаимодействуя с основными и амфотерными оксидами, кислоты образуют соли.

Реакция кислот с основаниями (реакция нейтрализации) - один из основных методов получения солей.

    1. Соли: определение, классификация и номенклатура. Общие методы получения и химические свойства солей

Cоли - это вещества, содержащие в своем составе любые катионы, кроме катиона водорода, связанные с анионом кислотного остатка. Соли можно рассматривать как продукты нейтрализации кислоты основанием или, наоборот, как продукты нейтрализации основания кислотой. Выделяют несколько типов солей:

Средние соли - это продукты полной нейтрализации кислоты основанием, например, Na2SO4 или Na3PO4. Название средних солей строится из названия кислотного остатка и названия металла с указанием его степени окисления, если это необходимо:

Na2SO4 - сульфат натрия, Na3PO4 - фосфат натрия, Cu(NO3)2 - нитрат меди(II)

Кислые соли - это продукты неполной нейтрализации кислот. При построении их названий перед названием аниона ставится приставка "гидро" с указанием числа атомов водорода, связанных с кислотным остатком (приставку "моно" обычно опускают), например:

Na2НPO4 - гидрофосфат натрия, NaН2РO4 - дигидрофосфат натрия

Основные соли - это продукты неполной нейтрализации оснований. При построении их названий перед названием аниона ставится приставка "гидроксо" с указанием числа гидроксид-анионов, связанных с катионом металла, например:

Al(OH)Cl2 - гидроксохлорид алюминия, Al(OH)2Cl - дигидроксохлорид алюминия

Двойные соли - это средние соли - продукты замещения атомов водорода атомами разных металлов. При построении их названий катионы металлов перечисляют в алфавитном порядке, например:

KNa2PO4 - фосфат калия-динатрия, KAl(SO4)2 - сульфат алюминия-калия.

Смешанные соли - это продукты замещения гидроксид-анионов анионами разных кислотных остатков. При построении их названий кислотные остатки перечисляют в алфавитном порядке, например:

Ca(ClO)Cl - гипохлорит-хлорид кальция, AlClBr2 - дибромид-хлорид алюминия.

studfile.net

Конспект "Кислоты: классификация, свойства, получение"

Кислоты: классификация, свойства, получение



КЛАССИФИКАЦИЯ КИСЛОТ

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н+ (точнее – катионы гидроксония H3O+):

НCl = Н+ + Cl                          (НCl + H2O = H3O+ + Cl)
HNO3 = Н+ + NO3                  (HNO3 + H2O = H3O+ + NO3)

Кислоты – вещества молекулярного строения. Атомы в молекулах кислот связаны ковалентными полярными химическими связями. Чем более поляризована связь между атомом водорода, способным отщепляться в виде катиона водорода, и атомом какого–либо другого элемента, тем легче происходит её распад с образованием ионов, тем сильнее кислота.

Классифицировать кислоты можно по разным признакам.

  • По содержанию кислорода кислоты могут быть бескислородными (например, НCl, НВг, HI, H2S, HCN) и кислородсодержащими (например, H2SO4, HNO3, H3PO4).
  • По числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металлов (по основности), кислоты могут быть одноосновными (НCl, НВг, HI, HNO3), двухосновными (H2SO4, H2SO3, H2СО3, H2S), трёхосновными (H3PO4, H3AsO4) и т. д. Существуют и кислоты большей основности, например пирофосфорная Н4Р2O7 – четырёхосновная.
  • По степени диссоциации кислоты могут быть сильными (НCl, НВг, HI, HNO3, H2SO4) и слабыми (H2S, H2SiO3, H2CO3, СH3СООН).
  • По растворимости кислоты могут быть растворимыми в воде (H2SO4, HNO3, НCl, СH3СООН) и нерастворимыми в воде (H2SiO3, C17H35СООН).
  • По стабильности кислоты могут быть стабильными (H2SO4, НCl, H3РO4) и нестабильными (H2CO3, H2SO3, HNO2). Нестабильные кислоты, как правило, невозможно выделить в свободном состоянии, они существуют только в растворах.
  • По летучести кислоты могут быть летучими (НCl, HNO3, СH3СООН) и нелетучими (H2SO4, H3PO4, H2SiO3).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

  1. Кислоты реагируют с металлами. Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода H2, вытесняют водород из растворов кислот. Происходит реакция замещения, образуется соль и водород:

Zn + 2НCl = ZnCl2 + H2
2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2

Металлы, расположенные в ряду напряжений после водорода, с кислотами не реагируют.

Важное примечание: с серной концентрированной кислотой и с азотной кислотой любой концентрации реакции идут за счёт аниона кислотного остатка, водород в этих случаях не выделяется:

Cu+ 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
Cu+ 2H2SO4 (конц
.) = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

  1. Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

  1. Кислоты реагируют с основаниями и с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды:

(Взаимодействие сильных кислот с сильными основаниями – реакция нейтрализации.)

Al(ОН)3 + 3НCl = AlCl3 + 3H2O
Al(ОН)3 + 3Н+ = Al3+ + 3
H2O

(Реакция амфотерного гидроксида с сильной кислотой.)

  1. Сильные кислоты реагируют с солями слабых кислот. Слабые кислоты при этом могут быть вытеснены из солей. Например, сильная соляная кислота НCl вытесняет слабую сероводородную кислоту H2S:

FeS + 2НCl = FeCl2 + H2S↑
FeS + 2Н+ = H2S↑ + Fe2+

Нелетучие кислоты могут вытеснить летучую из её соли. Например, нелетучая серная кислота H2SO4 вытесняет более летучую азотную HNO3. Обе кислоты – сильные. В растворе такая реакция не происходит. Она осуществима, если соль находится в кристаллическом виде (не в растворе), а серная кислота концентрированная:

Аналогично можно получить газообразный хлороводород, раствор которого – соляная кислота.

  1. Кислоты можно обнаружить индикаторами. Индикаторы реагируют на наличие в растворе ионов Н+ (H3O+). Лакмус в кислой среде приобретает красный цвет, метиловый оранжевый – красный, фенолфталеин – бесцветный. Для обнаружения кислот удобно использовать лакмус.

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОТ

Бескислородные кислоты, состоящие из двух элементов, могут быть получены синтезом простых веществ:

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены в результате взаимодействия с водой соответствующих кислотных оксидов:

Р2O5 + 3H2O = 2H3РO4
SO3 + H2O = H2SO4

Слабые или летучие кислоты могут быть вытеснены из солей более сильными или менее летучими кислотами. Например, сильная соляная кислота НCl вытесняет слабую уксусную кислоту СH3СООН:

CH3COONa + НCl = СH3СООН + NaCl
С
H3СОО + Н+ = СH3СООН

Летучие кислоты могут быть вытеснены из солей менее летучими кислотами. Например, нелетучая серная кислота H2SO4 может вытеснить более летучую соляную НCl. Но в растворе такая реакция не пойдёт (обе кислоты сильные). Она осуществима, если соль в кристаллическом состоянии (не в растворе) обработать серной концентрированной кислотой:

В результате этой реакции образуется газообразный хлороводород, при растворении которого в воде образуется соляная кислота.

Для получения слабых нелетучих кислот (например, ортофосфорной кислоты или сернистой кислоты) лучше воспользоваться концентрированной серной кислотой, причём образующаяся сернистая кислота H2SO3 разлагается на сернистый газ SO2 и воду:

Са3O4)2 (тв.) + 3H2SO4 (конц.) = 3CaSO4 + 2H3РO4
Na2SO3 (тв
.) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + SO2↑ + H2O


 

Всё о кислотах кратко в одной таблице
Всё о кислотах кратко в одной таблице "Кислоты"

Всё о кислотах кратко в одной таблице


Конспект урока «Кислоты: классификация, свойства, получение».

Следующая тема: «».

 

uchitel.pro

получение, физические и химические свойства

Физические свойства

Низшие жирные кислоты – это легкоподвижные с резким запахом жидкости, средние члены – масла с неприятным прогорклым запахом, высшие – твердые кристаллические вещества без запаха.

Муравьиная, уксусная и пропионовая кислоты смешиваются с водой в любых соотношениях, с ростом молекулярной массы растворимость быстро уменьшается, для высших членов гомологического ряда она равна нулю.

Температуры кипения и плавления увеличиваются с ростом числа атомов углерода, но не равномерно. Кислоты с четным числом атомов углерода имеют более высокие температуры плавления, по сравнению со следующими за ними кислотами с нечетным числом атомов углерода. Жирные кислоты имеют два ряда температур плавления – один ряд охватывает кислоты с четным числом атомов углерода, другой – с нечетным. В обоих рядах разности температур плавления двух соседних кислот постепенно уменьшаются (см. табл.)

Такое своеобразное различие между карбоновыми кислотами с четным и нечетным числом атомов углерода отчасти проявляется и в химических и биологических свойствах.

Карбоновые кислоты сильно ассоциированы и показывают вдвое больший молекулярный вес, чем это следует из их простой молекулярной формулы даже при температурах, выше их температур кипения.

Как и у спиртов ассоциация обусловлена наличием ОН-группы, водородный атом которой связывается водородной связью с атомом кислорода другой молекулы кислоты.

Получение карбоновых кислот

  • Присоединение натрий алкилов к двуокиси углерода:

СH3Na + CO2 = CH3COONa

  • Присоединение алкилмагниевых солей (реактив Греньяра) к двуокиси углерода:

C2H5MgCl + CO2 = C2H5COOMgCl

C2H5COOMgCl + H2O = C2H5COOH + Mg(OH)Cl

  • Способ Реппе. Нагревание олефинов, окиси углерода и воды в присутствии катализатора Ni(CO)4 при 200 атм и 270°С:

CH2=CH2 + CO + H2O = CH3-CH2COOH

  • Окисление первичных спиртов и альдегидов кислородом воздуха в присутствии катализаторов или хромовой кислотой, KМnО4и K2Сr2О7:

  • Окисление парафинов – промышленный способ:

RCH2Ch3R’ + 5/2O2 = RCOOH + R’COOH + H2O

Окисление осуществляют при катализе реакции солями кобальта или марганца.

  • Гидролиз сложных эфиров:

R-COOR`+ КОН →R-COOK+R`OH

R-COOK + HCl →  R-COOH + KCl

  • Омыление жиров и масел:

  • Гидролиз галоидных алкилов осуществляют основанием или водой при катализе апротонными кислотами, например, FeCl3

R-CCl3+ 3NaOH→ [R-C(OH)3] →R-COOH+ Н2О + 3NaCl

  • Гидролиз нитрилов:

CH3CN+ 2Н2О →CH3COONH4.

CH3COONH4 + HCl  → СН3СООН + NH4Cl

  • Гидролиз ангидридов карбоновых кислот:

(RCO)2O + H2O = 2RCOOH

  • Гидролиз галогенангидридов карбоновых кислот:

RCOHal + H2O = RCOOH + HHal

  • Метод Арндта и Эйстерта основан на взаимодействии хлорангидрида кислоты с диазометаном. Образующийся диазокетон обрабатывают водой в присутствии серебра, платины или меди:

RCOCl + 2CH2N2 = RCONH2 + CH3Cl + N2

RCONH2 + HOH = RCH2СOOH + N2

Химические свойства одноосновных насыщенных карбоновых кислот

Одноосновные карбоновые кислоты обладают высокой реакционной способностью, причем в молекуле кислоты присутствуют одновременно несколько реакционных центров:

  • О-Н-Кислотный центр. За счет подвижного водорода ОН группы характерно проявление кислотных свойств.

 

  • Электрофильный центр – атом углерода карбоксильной группы. Благодаря этому центру кислоты и их производные вступают в реакции нуклеофильного замещения.

 

  • Основный центр – оксогруппа (карбонильная группа), имеющая пару электронов. Способна к протонированию (присоединению водорода), в реакциях нуклеофильного замещения.

 

  • С-Н – кислотный центр – возникает в алкильном радикале у α-углеродного атома благодаря индуктивному эффекту карбоксильной группы. При этом возникает возможность реакции конденсации, а также замещения водорода при этом центре.

 

I. Реакции с разрывом в карбоксильной группе связи O─H

  • Диссоциация кислот в водных растворах происходит с отщеплением водорода:

R-COOH ↔ R-COO+ Н+

Карбоновые кислоты в водных растворах частично подвергаются электролитической диссоциации, которая по сравнению с минеральными кислотами незначительна. Все органические кислоты являются слабыми, тем не менее, они имеют свойственные минеральным кислотам химические свойства.  Самая сильная среди одноосновных кислот – муравьиная (Н-СООН).

Заместители в молекуле кислоты способствуют возникновению индукционного эффекта, вследствие чего кислотность кислоты, а значит и ее сила уменьшается или растет в зависимости от природы заместителя. Так, электронодонорые заместители (например, алкильные заместители) понижают кислотность (силу) кислот, а электроноакцепторные (например, Cl, Вr, I) – увеличивают кислотность (силу) кислот.

Это отражается в значениях их констант кислотности.

Водные растворы карбоновых кислот изменяют окраску индикаторов.

  • Образование солей карбоновых кислот

а) Взаимодействие кислот с металлами, стоящими в ряду напряжения металлов до водорода, приводит к образованию соли и выделению водорода:

б) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами приводит к образованию соли и воды:

2Н–СООН + СаО → (Н–СОО)2Са + Н2О

2Н5–СООН + ZnО → (С2Н5–СОО)2Zn + Н2О

в) Реакция нейтрализации — взаимодействие кислот с щелочами, нерастворимыми основаниями и амфотерными гидроксидами к образованию соли и воды:

2Н–СООН + Са(ОH)2 → (Н–СОО)2Сa + 2Н2О

2Н5–СООН + Zn(ОH)2 → (С2Н5–СОО)2Zn + 2Н2О

2СН3–СООН + КОН → Н–СООК + Н2О

г) Взаимодействие кислот с аммиаком NH3 и гидроксидом аммония NH4OH:

 Н–СООН + NH3 → Н–СООNH4 (формиат аммония)

СН3–СООН + NH4OH → СН3–СООNH4 + Н2О

г) Взаимодействие кислот с солями, образованными более слабыми или летучими кислотами:

 

II. Реакции, протекающие с разрывом C─O связи (замещение OH-группы)

Гидроксильная группа карбоновых кислот очень реакционноспособна и может замещаться многими атомными группами или отдельными атомами, например, Сl, SH, NH2, NHNH2, N3, NHOH

  • Реакция этерификации — взаимодействие кислот со спиртами с образованием сложных эфиров:

 

Механизм реакции этерификации:

 

  • Взаимодействие с аммиаком с образованием амидов кислот. На первой стадии реакции образуется аммониевая соль, на второй стадии при нагревании соли происходит отщепление воды и образование амида кислоты:

 

  • Взаимодействие с галогенирующими агентами. Чаще всего используют хлорсодержащие соединения (галогениды фосфора — PCl3, PCl5, тионилхлорид — SO2Cl):

 

  • Межмолекулярная дегидратация. Реакция протекает под действием температуры, в присутствии водоотнимающего агента – Р2О5 с образованием ангидридов кислот:

 

Исключением является муравьиная кислота межмолекулярная дегидратация которой приводит к образованию окиси углерода СО:

 

III. Реакции с разрывом связей C─H у α-углеродного атома углеводородного радикала

Реакции замещения. В молекуле карбоновой кислоты атомы водорода при втором атоме углерода (α-углеродного атома) являются наиболее подвижными по сравнению с другими водородными атомами. Поэтому они способны замещаться, например, на атом галогена в присутствии красного фосфора с образованием α-галогенкарбоновых кислот:

 

IV. Восстановление карбоновых кислот

Карбоксильная группа восстанавливается с большим трудом. Чтобы восстановить ее до метильной группы, требуется длительное нагревание с концентрированной йодистоводородной кислотой и фосфором и даже в этом случае восстановление протекает не до конца. Прямое восстановление карбоновых кислот водородом достигается применением высоких давлений и температур в присутствии катализаторов (Cu, Co, Zn-Cr-Cu-Cd катализатор) по способу Шраута-Нормана. Этот способ используют в промышленности для получения из высших жирных кислот первичных спиртов, которые используют в получении моющих средств. Наиболее легко восстановление кислот происходит с помощью алюмогидрида лития (LiAlH4) или диборана (B2H6):

 

V. Окисление (горение) карбоновых кислот.

Карбоновые кислоты, в отличие от альдегидов, довольно устойчивы к действию окислителей. И только муравьиная кислота, благодаря особенностям своего строения может окисляться до углекислого газа.

Однако все кислоты могут гореть в кислороде (жесткое окисление), образуя углекислый газ (СО2) и воду:

 

VI Декарбоксилирование карбоновых кислот

  • Одноосновные карбоновые кислоты довольно устойчивы, отщепление их карбоксильной группы в виде СО2 происходит при высокой температуре:

 

  • Наличие в молекуле кислоты электроноакцепторных заместителей в α-положении облегчает процесс декарбоксилирования:

 

  • При сплавлении натриевых солей карбоновых кислот с NaOH, также происходит декарбоксилирование:

 

  • Синтез Кольбе. При электролизе растворов или расплавов карбоновых кислот или их солей происходит декарбоксилирование с образованием алканов:

 

Отличительные свойства муравьиной кислоты

В молекуле метановой (муравьиной) кислоты сочетаются две группы – карбонильная и карбоксильная. Поэтому наряду со всеми свойствами кислот она обладает свойствами альдегидов:

  • Окисление муравьиной кислоты:

  • Взаимодействие муравьиной кислоты с аммиачным раствором оксида серебра (I) (реакция «серебрянного зеркала») – качественная реакция:

  • Взаимодействие муравьиной кислоты с раствором гидроксида меди(II):

  • Дегидратация муравьиной кислоты при нагревании с концентрированной H2SO4:

  • При нагревании солей муравьиной кислоты (формиатов), они переходят в соли двухосновной щавелевой кислоты (оксалаты):

 

 

 

 

zadachi-po-khimii.ru

Внеклассный урок - Кислоты: способы получения и химические свойства

Кислоты. Способы получения и химические свойства

 

Бескислородные кислоты получают:

1. Взаимодействием неметалла с водородом.

Например:

                      H2  +  Cl  =  2HCl

 

2. Действием на соль более сильной или менее летучей кислотой.

Например:

                      FeS  +  2HCl  =  FeCl2  +  H2S↑

                      NaCl  + H2SO4  =  NaHSO4  +  HCl↑

 

Кислородсодержащие кислоты получают:

1. Взаимодействием кислотных оксидов с водой.

Например:

                      SO3  +  H2O  =  H2SO4

                      N2O5  +  H2O  =  2HNO3

 

2. Действием на соль более сильной кислотой.

Например:

                      Na2SiO3  +  H2SO4  =  H2SiO3↓  +  Na2SO4

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ.

Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием катионов H+, которые образуются в процессе диссоциации кислот.

1. Растворы кислот изменяют окраску индикаторов.

 

2. Кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду (реакция нейтрализации).

Например:

                      H2SO4  +  2KOH  =  K2SO4  +  2H2O

 

3. Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду.

Например:

                      MgO    +    H2SO4  =  MgSO4  +  H2O
                    основный
                       оксид

 

                      ZnO    +    2HNO3  =  Zn(NO3)2  +  H2O
                амфотерный
                      оксид

 

4. Кислоты вступают в реакции обмена с солями согласно правилу: сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей. При этом образуется новая соль и новая кислота.

 

5. При нагревании некоторые кислоты разлагаются, образуя кислотный оксид и воду.

Например:                 t
                       H2SiO  =  SiO2  +  H2O

 

 

Реакции обмена кислот с солями возможны в том случае, если в результате реакций образуются осадок, более слабая, неусточивая или более летучая кислота.

 

По летучести, силе и растворимости кислоты можно расположить в той последовательности, в которой они вытесняют друг друга из солей:

 

H2SO4           HNO3, HCl, H3PO4          H2SO3          H2CO3          H2S          H2SiO3

 

Летучие кислоты: сероводородная (H2S), азотная (HNO3), соляная (HCl)

Неустойчивые кислоты: H2CO3,  H2SO3.

 

 

raal100.narod.ru

определение, классификация и номенклатура. Общие методы получения и химические свойства кислот

Кислотами называются соединения, содержащие подвижные атомы водорода, способные замещаться на металл. В водных растворах кислоты диссоциируют с отщеплением катиона водорода. Классификация кислот может быть проведена по нескольким признакам:

1. По элементному составу кислоты делят на кислородсодержащие - кислотные гидроксиды - (HNO3, H2SiO3) и бескислородные (HF, H2S).

2. По числу атомов водорода, способных замещаться на металл, кислоты делят на одноосновные (HCl), двухосновные (H2SO4) и трехосновные (H3PO4). Следует отметить, что по брутто-формуле не всегда можно правильно определить основность кислоты, поскольку не все атомы водорода способны замещаться на металл. Для этого лучше пользоваться графическими формулами, например:

Фосфорная кислота

(трехосновная)

Фосфористая кислота

(двухосновная)

Фосфорноватистая кислота

(одноосновная)

3. По способности к электролитической диссоциации в водных растворах выделяют кислоты сильные (HCl, HNO3), кислоты средней силы (HNO2, HCOOH) и кислоты слабые (HF, H2SiO3).

Согласно правилам номенклатуры IUPAC для кислородсодержащих кислот допускается использование полусистематической номенклатуры, по которой название строится от названия элемента с добавлением соответствующего суффикса, который меняется при изменении степени окисления, например:

HCl+7O4 - хлорная

H3P+5O4 - фосфорная

H+5NO3 - азотная

HCl+5O3 - хлорноватая

HCl+3O2 - хлористая

H3P+3O3 - фосфористая

H+3NO2 - азотистая

HCl+1O - хлорноватистая

H3P+1O2 - фосфорноватистая

Кислоты с максимальным содержанием химически связанной (конститу­ционной) воды называются ортокислотами. Кислоты с минимальным содержанием воды называются метакислотами. Например:

H3PO4 HPO3

ортофосфорная метафосфорная

кислота кислота

Кислоты, полученные при межмолекулярной дегидратации (отщеплении воды) ортокислот, относятся к ряду пирокислот, например:

2H3PO4 H4P2O7

ортофосфорная пирофосфорная

кислота кислота

Бескислородные кислоты называются по названию соответствующего водородного соединения, например: HCl - хлороводородная кислота, H2S - сероводородная кислота.

Названия важнейших неорганических (минеральных) кислот и их анионов приведены в таблице 2.

Таблица 2.

Названия некоторых неорганических кислот

Формула

Название кислоты

Анион

Название аниона

HF

Фтороводородная (плавиковая)

F-

Фторид

HCl

Хлороводородная (соляная)

Cl-

Хлорид

HBr

Бромоводородная

Br -

Бромид

HI

Иодоводородная

I -

Иодид

HClO4

Хлорная

ClO4-

Перхлорат

HClO

Хлорноватистая

ClO-

Гипохлорит

H2S

Сероводородная

S2-

Сульфид

H2SO3

Сернистая

SO32-

Сульфит

H2SO4

Серная

SO42-

Сульфат

HNO2

Азотистая

NO2-

Нитрит

HNO3

Азотная

NO3-

Нитрат

HPO3

Метафосфорная

PO3-

Метафосфат

H3PO4

Ортофосфорная (фосфорная)

PO43-

Ортофосфат (фосфат)

H2CO3

Угольная

CO32-

Карбонат

HCN

Циановодородная

CN-

Цианид

H2SiO3

Метакремниевая (кремниевая)

SiO32-

Метасиликат (силикат)

studfile.net

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *