Кислоты органические и неорганические

Кислотами называют сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка. В свете теории электролитической диссоциации к кислотам относят электролиты, которые при диссоциации образуют катионы только одного типа – гидратированные ионы водорода. Теория электролитической диссоциации объясняет кислотноосновные свойства водных растворов электролитов присутствием в них избытка ионов Н⁺ (точнее, H₃O⁺) или ОН^–:

HClO₄ → H⁺ + ClO₄^–

NaOH → Na⁺ + ОН ^–

Наряду с этим известны реакции, в которых вещества взаимодействуют как кислота и основание при отсутствии в них ионов водорода и гидроксидионов. Вспомните, например, образование хлорида аммония при взаимодействии газообразных хлороводорода и аммиака, известное вам как «дым без огня»:

НСl(г) + NH₃(г) = NH₄Cl(т)

кислоты – это молекулы или ионы, которые являются в данной реакции донорами катионов водорода H⁺, то есть отдают их.

Соответственно, основания – это молекулы или ионы, которые принимают катионы H⁺, то есть являются акцепторами Н⁺.

В реакции получения NH₄Cl хлороводород отдает H⁺ аммиаку, следовательно, HCl ведет себя как кислота, а NH₃ – как основание.

Так как атом водорода состоит только из протона и электрона, то ион Н⁺ представляет собой протон, поэтому кислоту иногда называют донором протонов, а основание – акцептором протонов.

Очевидно, вам теперь стала понятной и этимология названия теории – протолитическая (синтез терминов «протон» и «электролит»).

С точки зрения этой теории распад электролита на ионы (1) и гидролиз по аниону (2) рассматривают как кислотно-основное взаимодействие электролитов и воды:

 

HCl + H2O = H3O^+ + Cl^– кислота   основание   кислота   основание

 

CO3^2- + HOH HCO3^– + OH^– основание   кислота   кислота   основание

В реакции (1) Н₂О ведет себя как основание – присоединяет протон (Н⁺) и образует ион оксония по донорно-акцепторному механизму:

Ион оксония Н₃O⁺ содержится в каждом кислотном растворе. Но он и сам может играть роль кислоты – отдавать Н⁺ и превращаться в молекулу воды. В уравнениях реакций мы будем пользоваться более простым обозначением иона оксония – H⁺.

Теперь, когда вы познакомились с более широким взглядом на природу кислотноосновных свойств химических соединений, сделаем обобщение сведений о классе кислот, рассмотрев классификацию и свойства неорганических и органических кислот (табл.).

 

 

Признаки Классификации	Группы кислот	Пример
1. Наличие кислорода	Кислородсодержащие	H2SO4, HNO3, карбоновые кислоты, например, предельные C n H2 n + 1COOH
	Бескислородные	H2S, НСl, НВr
2. Основность (число атомов Н в молекуле, способных замещаться на металл)	Одноосновные	НСl, HNO3, CH3COOH
	Двухосновные	H2S, H2SO4, HOOC–COOH щавелевая кислота
	Трехосновные	H3PO4
3. Растворимость	Растворимые	H2SO4, HNO3, HCOOH, CH3COOH
	Нерастворимые	H2SiO3, жирные кислоты, например пальмитиновая C15H31COOH и стеариновая С17H35COOH
4. Летучесть	Летучие	HCl, H2S, CH3COOH
	Нелетучие	H2SO4, H2SiO3, высшие жирные кислоты
5. Степень электролитической диссоциации	Сильные (α → 1)	H2SO4, HCl, HNO3, HClO4
	Слабые (α → 0)	H2S, H2CO3, CН3COOH
6. Стабильность	Стабильные	H2SO4, H3PO4, HCl
	Нестабильные	Н2СО3, Н2SO3, H2SiO3

Таблица Классификация кислот

 

Свойства кислот

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:

HCl = H⁺ + Cl^–

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.

а) 2H⁺ + Zn = Zn²⁺ + H² ↑

Например,   2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂ ↑

б) 2CH3COOH

+ Mg

=

2CH3COO^–

+ Mg^2+ + H2↑

Уксусная                          ацетат-ион
кислота

3.Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и

амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль:

а) 2H⁺ + ZnO = Zn²⁺ + H₂O

Например, 2HCl + ZnO = ZnCl₂ + H₂O

б) 2 CH ₃ COOH + CaO = 2 CH ₃ COO ^– + Ca ²⁺ + H ₂ O

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

а) H⁺ + OH^– = H₂O

Например, HCl + NaOH = H₂O + NaCl

б) 2CH₃COOH + Mg(OH)₂ = 2CH₃COO^– + Mg²⁺ + 2H₂O

5 Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если

образуется осадок или газ:

2H⁺ + CaCO₃ = Ca²⁺ + H₂O + CO₂↑

Аналогично с уксусной кислотой:

Взаимодействие H₃PO₄ с известняком прекратится из–за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка Ca₃ (РО₄) ₂.

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

 

7.но и неорганические кислоты, например азотная и серная:

 

Уксусная кислота СН₃СООН, как и другие карбоновые кислоты, содержит в молекуле углеводородный радикал. В нем возможны реакции замещения водорода галогенами:

 

Под влиянием атомов галогена в молекуле кислоты ее степень диссоциации сильно повышается.

 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 Н₂СО₃ распадается на воду и углекислый газ.