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:

P₂O₅ + 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 + H 2O → 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 , HClO₄ 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⁺ + S^2-.

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 ↑,

Zn + 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.

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):

NaNO_{3 (кр.)} + H₂SO_{4 (конц.)} NaHSO₄ + HNO₃;

2NaNO₂ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HNO₂

2. 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 + 5HNO_{3 (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.

4. 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

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

3. 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⁺ + 3H₂O

(Реакция амфотерного гидроксида с сильной кислотой.)

4. 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.

5. 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
СH₃СОО^– + 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:

Са₃(РO₄)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

---

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

2С₂Н₅–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

2С₂Н₅–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