Кислоты органические и неорганические Составитель: И.Н. Пиялкина, учитель химии МБОУ СОШ 37 города Белово

Определение Кисло́ты сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков. Они получили своё название из-за кислого вкуса большинства кислот. В водных растворах они диссоциируют на катион водорода (протон) и анион кислотного остатка.

В свете ТЭД: Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют только катионы одного типа – гидратированные ионы водорода HCl H + + Cl - HClO 4 H + + ClO 4 -

Определение Льюиса По электронной теории, предложенной в 1923 г. американским физикохимиком Гилбертом Льюисом, кислота вещество, принимающее электронные пары, то есть акцептор электронных пар. Таким образом, в теории Льюиса кислотой могут быть как молекула, так и катион, обладающие низкой по энергии свободной молекулярной орбиталью.

Протолитическая теория Брёнстеда -Лоури По протонной теории кислот и оснований, выдвинутой в 1923 г. независимо датским учёным Йоханнесом Брёнстедом и английским учёным Томасом Лоури, Кислоты водородсодержащие вещества, отдают при реакциях положительные ионы водорода протоны, т.е являются донорами. Основания – принимают катионы H +, т.е. являются акцепторами H + Так как атом водорода состоит только из протона и электрона, то катион H + представляет собой протон, поэтому кислоту называют донором ( с лат. дарить) протонов, а основание – акцептором (с лат. получать) протонов Название теории – протолитическая (синтез терминов «протон» и «электролит»

Протолитическая теория Брёнстеда - Лоури HCl + H 2 O = H 3 O + + Cl - кислота основание вода протон ион оксония В этой реакции Н 2 О ведет себя как как основание – присоединяет протон Н + и образует ион оксония по донорно- акцепторному механизму. Ион оксония Н 3 О + и сам может играть роль кислоты – отдавать Н + и превращаться в молекулу Н 2 О.

Классификация кислот Признаки классификации Группы кислот Пример Наличие кислорода кислородсодержащиеH 2 SO 4, HNO 3, карбоновые кислоты бескислородныеH 2 S, HCl, HBr Основность (число атомов Н в молекуле,способных замещаться на металл) одноосновныеHCl, HBr, HNO 3, CH 3 COOH двухосновныеH 2 S, H 2 SO 4, HOOC-COOH (щавелевая кислота) трёхосновныеH 3 PO 4

Растворимостьрастворимые H 2 SO 4, HNO 3, CH 3 COOH нерастворимые H 2 SiO 3, жирные кислоты: пальмитиновая С 15 Н 31 СООН Летучестьлетучие HCl, H 2 S, CH 3 COOH нелетучие H 2 SO 4, высшие жирные кислоты

Степень электролитической диссоциации Сильные (а 1)H 2 SO 4, HCl, HNO 3 Слабые ( а 0)H 2 CO 3, CH 3 COOH Стабильность стабильныеH 2 SO 4, HCl нестабильныеH 2 CO 3, H 2 SiO 3

Свойства кислот Кислый вкус, действие на индикаторы (лакмус – красный, метилоранж – красно-розовый, фенолфталеин – не изменяет цвет), 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.

HCl = H + + Cl - HNO 3 = H + + NO 3 - H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - HSO 4 - 2H + + SO 4 2- CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Химические свойства Диссоциация

Химические свойства Взаимодействие с металлами Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют его из раствора кислоты водорода Условия: а)образование в результате реакции растворимой соли; б)реакция протекает в растворах кислот H 2 SiO 3 + Zn 2HCl + Mg = MgCl 2 + H 2 2H + + Mg 0 = Mg 2+ + H 2 0 2CH 3 COOH + Mg = (CH 3 COO) 2 Mg + H 2 2CH 3 COOH + Mg = 2CH 3 COO - + Mg 2+ + H 2 0

H 2 SO 4 (конц) и HNO 3 любой концентрации Реагируют с металлами с образованием трёх продуктов. Особенности свойств этих кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами металлами и неметаллами окислителями будут выступать не катионы H +, а нитрат- и сульфат- ионы. Поэтому продуктами будут обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ЭХРН и условий реакции (t). Смотрите в учебнике табл. 19, стр. 283 Химические свойства Взаимодействие с металлами

Неметаллы и малоактивные металлы восстанавливают H 2 SO 4 (конц) до SO 2 Активные металлы до H 2 S или S На холоде H 2 SO 4 (конц) пассивирует Al, Fe, Cr HNO 3 в реакциях с металлами и неметаллами восстанавливается до N 2 O, NO, NO 2, N 2, NH 3, NH 4 NO 3

Химические свойства Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами Взаимодействие с оксидами металлов с образованием соли и воды :соли воды CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O ZnO + HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2H + = Zn 2+ + H 2 O 2СН 3 СООН + СаО = (СН 3 СОО) 2 Са + Н 2 О 2СН 3 СООН + СаО = 2СН 3 СОО - + Са 2+ + Н 2 О

Химические свойства Взаимодействие с основаниями: щелочами и амфотерными гидроксидами Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):щелочами соли воды реакция нейтрализации HCl + NaOH = NaCl + H 2 O H + + OH - = H 2 O 2СН 3 СООН + Mg(ОH) 2 = (СН 3 СОО) 2 Mg + 2Н 2 О 2СН 3 СООН+Mg(ОH) 2 =2СН 3 СОО - + Mg 2 +2Н 2 О Многоосновные кислоты могут образовывать как средние так и кислые соли H 2 SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O

Химические свойства Взаимодействие с солями Взаимодействие с солями, если выделяется газ:солями газ 2HCl + CaCO 3 = CaCl 2 + CO 2 + Н 2 О 2H + + CaCO 3 = Ca 2+ + CO 2 + Н 2 О 2CH 3 COOH+Na 2 CO 3 =2CH 3 COONa +CO 2 + Н 2 О 2CH 3 COOH +CO 3 2- =2CH 3 COO - + CO 2 + Н 2 О

Химические свойства Взаимодействие с солями Взаимодействие с солями, если выпадает осадок солями осадок BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 CH 3 COOH + Na 2 SiO 3 =2CH 3 COONa + Н 2 SiО 3 2CH 3 COOH + SiO 3 2- = 2CH 3 COO - + Н 2 SiО 3

Для органических кислот характерна реакция этерификации реакция этерификации H +, t CH 3 COOH + C 2 H 5 OH CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O Неорганические кислоты азотная или серная также реагируют со спиртами H +, t CH 3 COOH+ HNO 3 CH 3 – O – NO 3 + Н 2 О метилнитрат Химические свойства Взаимодействие со спиртами

Образование сложного эфира между этиленгликолем и азотистой кислотой Химические свойства Взаимодействие со спиртами

Особенности строения уксусной кислоты C -3 H 3 COOH +1 Восстановительные Pкрасный C -3 H 3 COOH + Cl 2 0 С -1 Н 2 Cl-COOH + HCl -1 Реакция замещения водорода в радикале на галоген протекает за счет восстановительных свойств атома углерода радикала метила. Под влиянием атомов галогена степень диссоциации увеличивается почти в 100 раз у хлоруксусной кислоты

Особенности строения уксусной кислоты C -3 H 3 COOH +1 Окислительные 2CH 3 COOH +1 + Mg 0 (СН 3 COO) 2 Mg +2 + H 2 0

Особенности строения муравьиной кислоты HC +2 OOH +1 Восстановительные HC +2 OOH+ Ag 2 +1 O H 2 O + C +4 O 2 + 2Ag 0 Окислительные 2HCOOH +1 + Mg 0 (НCOO) 2 Mg +2 + H 2 0

Особые свойства кислот в зависимости от кислотного остатка Органические кислоты Предельные кислоты вступают в реакции замещения Pкрасный CH 3 COOH + Cl 2 СН 2 Cl-COOH + HCl Непредельные кислоты вступают в реакции присоединения CH 2 = CH-COOH + Br 2 СН 2 Br-CHBr –COOH Ароматические кислоты вступают в реакции замещения У муравьиной кислоты нет радикала Н-СООН + Сl 2 CO 2 + 2HCl

Особые свойства кислот в зависимости от кислотного остатка Неорганические кислоты Качественные реакции на анионы Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 Окислительные свойства аниона Cu + 4HN +5 O 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2N +4 O 2 + 2H 2 O Восстановительные свойства 4HCl -1 + MnO 2 = MnCl 2 + Cl H 2 O Если центральный атом находится в промежуточной с.о., кислота проявляет окислительно-восстановительную двойственность H 2 S +4 O 3 + H 2 O 2 = H 2 S +6 O 4 + H 2 O H 2 S +4 O 3 + 2H 2 S = 3S 0 + 3H 2 O

Оксид Гидрокси д Название гидроксида Название кислотного остатка Cl 2 OHClOХлорноватистая кислота Гипохлорит Cl 2 O 3 HClO 2 Хлористая кислота Хлорит Cl 2 O 5 HClO 3 Хлорноватая кислота Хлорат Cl 2 O 7 HClO 4 Хлорная кислота Перхлорат Оксиды и гидроксиды Кислотные свойства усиливаются, окислительные свойства ослабевают

Применение кислот

Домашнее задание: П.20, 5,8,9

Спасибо за работу!