КИСЛОТЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ

Неорганические кислоты

Введение
• 1 Классификация кислот
• 2 Характеристики кислот
• 3 Общие методы получения кислот
• 4 Применение

Литература

Неоргани́ческие кисло́ты — неорганические вещества, молекулы которых при электролитической диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в растворе образуются гидроксоний-катионы Н3О+ и анионы кислотных остатков А:

НА + Н2O ↔ Н3О+ + А-

Исключение составляет борная кислота H3BO3, которая акцептирует ионы ОН−, в результате чего в водном растворе создается избыток гидроксоний-катионов:

H3BO3 + 2Н2O ↔ [B(OH)4]− + H3O+

Число отщепляемых от молекулы кислоты протонов называется основностью кислоты. Теории кислот и оснований (Брёнстеда, Льюиса и др.) кроме указанных выше относят к кислотам многие ионные соединения. Общее свойство кислот — способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:

HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O2HCl + CaO → CaCl2 + H2O

1. Классификация кислот

Кислоты неорганические подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей формулы НnЭОm, где Э — кислотообразующий элемент, и бескислородные HnХ, где Х — галоген, халькоген или неорганический бескислородный радикал (CN, NCS, N3 и др.). Оксокислоты характерны для многих химических элементов, особенно для элементов в высоких (+3 и выше) степенях окисления.

Атомы Н в оксокислотах обычно связаны с кислородом. Если в оксокислоте имеются атомы Н, не связанные с кислородом (например, два атома Н, образующие связи Р-Н в Н3РО2), то они не отщепляются в водном растворе с образованием Н3O+ и не принимают участия в реакции кислот с основаниями. Некоторые кислоты известны в двух таутомерных формах, различающихся положением атома Н, например.:

Молекулы многих кислот содержат более одного атома кислотообразующего элемента Э.

Очень многочисленны изополикислоты, содержащие атомы Э, связанные через атом кислорода, причем фрагменты -Э-О-Э- могут образовать как открытые цепи (например, в Н4Р2О7), так и циклические структуры [например, в (НРО3)n].

Существует множество комплексных кислот, например: H2[SiF6], H[AuCl4], H4[Fe(CN)6]. Кислоты аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, называются тиокислотами, например Н2S2O3, Н3AsS3. Пероксокислоты, например H2S2O8, имеют пероксогруппы -О-О-.

Константу равновесия реакции (1) называют константой кислотности Ka. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя Кa, причем всегда Ka(1)»Ka(2) ориентировочно каждая последующая Ka меньше предыдущей на 5 порядков. По значению рК1 = -lgKa(1) Неорганические кислоты подразделяют на очень слабые, слабые, средней силы, сильные, очень сильные.

Согласно правилу Полинга, для очень слабых оксокислот НnЭOm разность m — n = 0, для слабых, сильных и очень сильных эта разность составляет соответственно 1, 2 и 3. Данная закономерность обусловлена сдвигом электронной плотности от связи Н-О к связям Э = O (содержащим атом О с большим значением электроотрицательности) и делокализацией электронной плотности в анионе.

2. Характеристики кислот

Для характеристики кислотности веществ в неводных средах используют функцию кислотности Гаммета Н0. Известны жидкости, для которых Н0 более отрицательна, чем для концентрированных водных растворов очень сильных кислот, таких, как HNO3, Н2SO4. Эти жидкости называются сверхкислотами.

Примеры: 100%-ная H2SO4 (H0 = −12), безводная фторсульфоновая кислота HSO3F (H0 = −15), смесь HF и SbF5, (H0 = −17), 7%-ный раствор SbF5 в HSO3F (Н0 = −19,4). Эквимолярную смесь HSO3F и SbF5 называют «магической кислотой».

Сверхкислотность обусловлена исключительной слабостью взаимодействия с протоном соответствующих анионов (HSO4−, SbF6− и др.). В среде сверхкислот протонируются вещества, обычно не проявляющие основных свойств, в частности углеводороды.

Это явление используют на практике, преимущественно в органического синтезе (алкилирование по Фриделю — Крафтсу, гидрирование нефти и др.).

Многие оксокислоты (HNO3, HMnO4, Н2Cr2O7, HClO и др.) — сильные окислители. Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей. Все пероксокислоты — сильные окислители.

Неорганические кислоты всегда менее термически устойчивы, чем их соли, образованные активными металлами (Na, К и др.). Некоторые кислоты (Н2СО3, Н2SO3, HClO и др.

) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений эти кислоты существуют только в растворе.

3. Общие методы получения кислот

1. взаимодействие оксидов (ангидридов) с водой, например:

Р2O5 + 3Н2O → 2Н3РО4

2. вытеснение более летучей кислоты из ее соли менее летучей кислотой, например:

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF

3. гидролиз галогенидов или солей, например:

PI3 + 3Н2O → Н3РО3 + 3HIAl2Se3 + 6H2O → 2Al(ОН)3 + 3H2Se

замена катионов растворенных солей на Н+ с помощью катионита. Существует также множество др. методов получения кислот.

4. Применение

Кислоты применяют в промышленности и в научных исследованиях. В больших количествах производят серную кислоту, азотную кислоту, фосфорную кислоту, соляную кислоту и др.

Литература

1. Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., т. 1—2. М., 1973;
2. Кемпбел Дж., Современная общая химия, пер. с англ., т. 1—3, М., 1975;
3. Белл Р., Протон в химии, пер. с англ., М., 1977;
4. Хьюн Д., Неорганическая химия, пер. с англ., М., 1987.

скачать
Данный реферат составлен на основе статьи из русской Википедии. Синхронизация выполнена 15.07.

11 11:03:07
Похожие рефераты: Неорганические вещества, Неорганические полимеры, Неорганические соединения, Неорганические материалы, Азиды (неорганические), Неорганические материалы (журнал), Кислоты, Фталевые кислоты, Кислоты и ангидриды.

Категории: Неорганические кислоты.

Текст доступен по лицензии Creative Commons Attribution-ShareA.

Кислоты органические и неорганические Кислоты

страница 1

Внимательно прочитайте текст и составьте конспект.

Кислоты органические и неорганические

Кислоты — химические соединения, способные отдавать катион водорода либо соединения, способные принимать электронную пару с образованием ковалентной связи.

История развития представлений о кислотах

Кислоты как класс химических соединений, обладающих рядом близких свойств, известны с древнейших времён. Очевидно, что первой кислотой, полученной человеком и нашедшей применений стала уксусная.

Тогда же были описаны характерные свойства кислот, связанные со способностью растворять металлы. Так в алхимическом трактате греческого философа Теофраста (III век до н. э.

), описывается использование винного уксуса для получения минеральных пигментов: свинцовых белил (карбоната свинца).

Получение уксуса при сухой перегонке древесины описано в сочинениях Иоганна Глаубера и Роберта Бойля. В средние века алхимикам становятся известными и другие кислоты, в основном минерального происхождения. В XVII веке Р.

Бойль считал, что кислоты — это тела, атомы которых имеют острые выступы (и, соответственно, острый вкус), а основания — поры (и вяжущий вкус).

По его мнению, реакция нейтрализации сводилась к тому, что выступы кислоты входили в поры основания.

В 1778 году французский химик Антуан Лавуазье предположил, что кислотные свойства обусловлены наличием в молекуле атомов кислорода.

Эта гипотеза доказала свою несостоятельность, так как многие кислоты не имеют в своём составе кислорода, в то время как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств. Тем не менее, именно эта гипотеза дала название кислороду как химическому элементу.

В 1833 году немецкий химик Юстус Либих определил кислоту как водородосодержащее соединение, водород которого может быть замещён на металл.

Теория Аррениуса быстро показала свою ограниченность.

Во-первых, было выяснено, что невозможно представить существование несольватированного катиона Н+ в растворе; во-вторых, теория Аррениуса не учитывала влияние растворителя на кислотно-основные равновесия; наконец, теория оказалась неприменима к неводным системам.

Согласно сольвентной теории Франклина, созданной в 1924 году, кислотой называлось вещество, при растворении увеличивавшее число тех же катионов, которые образуются при диссоциации растворителя.

Данная теория сыграла важную роль в исследовании неводных растворов кислот. Химическая теория кислот и оснований формировалась в работах А. Ганча (1917—1927).

По Ганчу, кислотами называются соединения водорода, в которых последний может быть замещён на металл или неметаллический радикал с образованием соли.

Классификация кислот

• По содержанию атомов кислорода:

• бескислородные (HCl, H2S);
• кислородсодержащие (HNO3, H2SO4).

• По количеству кислых атомов водорода:

• одноосновные (HNO3);
• двухосновные (H2SeO4);
• трёхосновные (H3PO4, H3BO3);
• многоосновные.

• По силе
  • Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1·10−3 (HNO3);
  • Слабые — константа диссоциации меньше 1·10−3 (уксусная кислота Kд= 1,7·10−5).
• По устойчивости
  • Устойчивые (H2SO4);
  • Неустойчивые (H2CO3).
• По принадлежности к классам химических соединений
  • Неорганические (HBr);
  • Органические (HCOOH,CH3COOH);
• По летучести
  • Летучие (HNO3,H2S, HCl);
  • Нелетучие (H2SO4) ;
• По растворимости в воде
  • Растворимые (H2SO4);
  • Нерастворимые (H2SiO3);

Названия кислородсодержащих кислот состоят из двух частей: собственного названия кислоты, выраженного прилагательным, и группового слова кислота (серная кислота, фосфорная кислота). Собственное название кислоты образуется от русского названия кислотообразующего элемента путём добавления различных суффиксов:

• -н-, -ов-, -ев- (если элемент находится в единственной или высшей степени окисления);
• промежуточная степень окисления +5 обозначается суффиксом -новат- (хлорноватая кислота HClO3, иодноватая кислота HIO3);
• промежуточные степени окисления +3 и +4 обозначаются суффиксом -(ов)ист- (мышьяковистая кислота HAsO2, хлористая кислота HClO2);
• степень окисления +1 обозначается суффиксом -новатист- (азотноватистая кислота H2N2O2,хлорноватистая кислота HClO).

Если кислотообразующий элемент в двух кислотах находится в одной и той же степени окисления, но кислоты отличаются по «содержанию воды», то для кислоты с меньшим содержанием кислорода к названию добавляют приставку мета-, а для кислоты с большим содержанием кислорода — приставку орто-, например, метафосфорная кислота HPO3 и ортофосфорная кислота H3PO4.

Кислородсодержащие кислоты с несколькими кислотообразующими элементами называются изополикислотами. Их обычно называют традиционными названиями (дифосфорная кислота H4P2O7, дисерная кислота H2S2O7).

Кислоты, в которых атомы кислорода заменены на атомы серы, называются тиокислотами и имеют соответствующую приставку тио- (тиофосфорная кислота H3PO3S).

Если гидроксильные группы кислоты или атомы кислорода замещены на атомы галогенов или аминогруппу, то к названию также добавляется соответствующая приставка (амидофосфорная кислота H2PO3NH2), а замещённые серные кислоты по традиции называют сульфоновыми (хлорсульфоновая кислотаClSO3H).

В систематических названиях кислот к корню латинского названия кислотообразующего элемента добавляют суффикс -ат, а названия остальных элементов или их групп в анионе обозначаются приставками.

В скобках указывают степень окисления кислотообразующего элемента, если она имеет целочисленное значение.

В противном случае в название включают и число атомов водорода: HClO4 — тетраоксохлорат(VII) водорода (хлорная кислота) и т. д.

Номенклатура органических кислот

Традиционно для простейших карбоновых кислот наиболее распространены тривиальные названия, некоторые из которых образовались ещё в XVII веке (уксусная кислота, масляная кислота, адипиновая кислота, фталевая кислота).

Высшие карбоновые кислоты с чётным числом атомов углерода также имеют тривиальные названия, которые, однако, так сходны, что их употребление может вызывать путаницу (каприловая кислота, каприновая кислота).

Систематические названия карбоновых кислот образуются путём добавления окончания -овая кислота  к названию соответствующего кислоте алкана (гексановая кислота). В случае дикарбоновых кислот используется окончание -диовая кислота (декандиовая кислота).

Иногда название более удобно образовывать при помощи окончания -карбоновая кислота, которое означает замену одного атома водорода в соединении на карбоксильную группу. Такой подход применяется в тех случаях, когда карбоксильная группа присоединена к циклической системе (циклопропанкарбоновая кислота).

Если в карбоновой кислоте содержится пероксидный мостик, то к названию таких кислот добавляются приставки перокси-, пер- или над- (надуксусная кислота, пероксибензойная кислота).

Для обозначения серосодержащих органических кислот используют окончания -сульфоновая кислота (RSO3H), -сульфиновая кислота (RSO2H), -сульфеновая кислота (RSOH), аналогичным образом добавляя их к названию родоначального алкана RH.

Количественное описание силы кислот

Теория кислот и оснований Брёнстеда, рассматривающая кислоту, как частицу, способную отдавать протон, даёт возможность количественно оценить эту способность кислоты — её силу.

Сила кислот описывается при помощи константы равновесия реакции диссоциации кислоты в водном растворе, называемой также константой кислотности Ka. Чем больше значение Ka, тем больше способность кислоты отдавать протон и тем выше её сила.

Также константа кислотности выражается в виде более удобной величины pKa — отрицательного логарифма величины Ka.

Химические свойства кислот

• Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды:

• Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

• Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

• Взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды, если используемая кислота растворима:

• Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:

• Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:

(в данном случае образуется неустойчивая угольная кислота H2CO3 , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)

• Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты HNO3 любой концентрации и концентрированной серной кислоты H2SO4), если образующаяся соль растворима:

• С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:

• Для органических кислот характерна реакция этерификации (взаимодействие со спиртами с образованием сложного эфира и воды):

Например:

Классификация кислот

Кислоты неорганические подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей формулы НnЭОm, где Э — кислотообразующий элемент, и бескислородные HnХ, где Х — галоген, халькоген или неорганический бескислородный радикал (CN, NCS, N3 и др.). Оксокислоты характерны для многих химических элементов, особенно для элементов в высоких (+3 и выше) степенях окисления.

Атомы Н в оксокислотах обычно связаны с кислородом. Если в оксокислоте имеются атомы Н, не связанные с кислородом (например, два атома Н, образующие связи Р-Н в Н3РО2), то они не отщепляются в водном растворе с образованием Н3O+ и не принимают участия в реакции кислот с основаниями. Некоторые кислоты известны в двух таутомерных формах, различающихся положением атома Н, например.:

Молекулы многих кислот содержат более одного атома кислотообразующего элемента Э.

Очень многочисленны изополикислоты, содержащие атомы Э, связанные через атом кислорода, причем фрагменты -Э-О-Э- могут образовать как открытые цепи (например, в Н4Р2О7), так и циклические структуры [например, в (НРО3)n].

Существует множество комплексных кислот, например: H2[SiF6], H[AuCl4], H4[Fe(CN)6]. Кислоты аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, называются тиокислотами, например Н2S2O3, Н3АsS3. Пероксокислоты, например H2S2O8, имеют пероксогруппы -О-О-.

Константу равновесия реакции (1) называют константой кислотности Кa. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя Кa, причем всегда Ka(1)»Ka(2) ориентировочно каждая последующая Кa меньше предыдущей на 5 порядков. По значению рК1 = -lgKa(1) Неорганические кислоты подразделяют на очень слабые, слабые, средней силы, сильные, очень сильные.

Согласно правилу Полинга, для очень слабых оксокислот НnЭOm разность m — n = 0, для слабых, сильных и очень сильных эта разность составляет соответственно 1, 2 и 3. Данная закономерность обусловлена сдвигом электронной плотности от связи Н-О к связям Э = O (содержащим атом О с большим значением электроотрицательности) и делокализацией электронной плотности в анионе.

Характеристики кислот

Для характеристики кислотности веществ в неводных средах используют функцию кислотности Гаммета Н0. Известны жидкости, для которых Н0 более отрицательна, чем для концентрированных водных растворов очень сильных кислот, таких, как НNO3, Н2SO4. Эти жидкости называются сверхкислотами.

Примеры: 100%-ная H2SO4 (H0 = −12), безводная фторсульфоновая кислота HSO3F (H0 = −15), смесь HF и SbF5, (H0 = −17), 7%-ный раствор SbF5 в НSO3F (Н0 = −19,4). Эквимолярную смесь HSO3F и SbF5 называют «магической кислотой».

Сверхкислотность обусловлена исключительной слабостью взаимодействия с протоном соответствующих анионов (HSO4-, SbF6- и др.). В среде сверхкислот протонируются вещества, обычно не проявляющие основных свойств, в частности углеводороды.

Это явление используют на практике, преимущественно в органического синтезе (алкилирование по Фриделю — Крафтсу, гидрирование нефти и др.).

Многие оксокислоты (НNO3, НMnO4, Н2Сr2O7, НСlO и др.) — сильные окислители. Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей. Все пероксокислоты — сильные окислители.

Неорганические кислоты всегда менее термически устойчивы, чем их соли, образованные активными металлами (Na, К и др.). Некоторые кислоты (Н2СО3, Н2SO3, НClO и др.

) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений эти кислоты существуют только в растворе.

Общие методы получения кислот

1. взаимодействие оксидов (ангидридов) с водой, например:

Р2O5 + Н2O → Н3РO4

2. вытеснение более летучей кислоты из ее соли менее летучей кислотой, например:

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF

3. действие H2SO4 на раствор бариевой соли данной кислоты, например:

Ва(Н2РО2)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2Н3РО2;

4. гидролиз галогенидов или солей, например:

PI3 + 3Н2O → Н3РО3 + 3HIАl2Se3 + 6H2O → 2Аl(ОН)3 + 3H2Se

замена катионов растворенных солей на Н+ с помощью катионита. Существует также множество др. методов получения кислот.

Применение

Кислоты применяют в промышленности и в научных исследованиях. В больших количествах производят серную кислоту, азотную кислоту, фосфорную кислоту, соляную кислоту и др.