Химические свойства кислот. Кислоты охотно реагируют со щелочами, вступая с ними в реакцию нейтрализации

Кислоты охотно реагируют со щелочами, вступая с ними в реакцию нейтрализации. Например,

KOH + HCl → KCl + H₂O + 57 кДж/моль

NaOH + NHO₃ → NaNO₃ + H₂O + 57 кДж/моль

LiOH + HClO₄ → LiClO₄ + H₂O + 57 кДж/моль

2 KOH + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2 H₂O + 114 кДж/моль

Как видно из представленных данных все реакции, краткий ионный вид которых сводится к уравнению:

Н⁺ + ОН⁻ → Н₂О

имеют одинаковый тепловой эффект. Если же реакция осложнена выпадением осадка, то к тепловому эффекту нейтрализации добавляется тепловой эффект кристаллизации,например:

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2 H₂O + Q Q › 114 кДж/моль

При нейтрализации слабых кислот выделение тепла заметно меньше, например:

Кислоты реагируют также с нерастворимыми в воде основаниями:

3 HNO₃ + La(OH)₃ → La(NO)₃ + 3 H₂O

и амфотерными гидроксидами:

Mg(OH)₂ + 2 HBr → MgBr₂ + 2 H₂O Fe(OH)₃ + 3 HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 3 H₂O

Кислоты реагируют с основными оксидами:

2 H₃PO₄ + 3 CaO → Ca₃(PO₄)₂ + 3 H₂O

с амфотерными:

6 HBr + Al₂O₃ → 2 AlBr₃ + 3 H₂O

Некоторые кислоты могут реагировать и с кислотными оксидами:

H₂SO₄ + SO₃ → H₂S₂O₇ 8 H₃PO₄ + P₄O₁₀ → 6 H₄P₂O₇

Обычные кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода. Следует брать в качестве примеров металлы до магния включительно, так как они не реагируют с водой и реакция становится однозначной:

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑ 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂↑

Если же взять барий или натрий, то они будут реагировать не только с кислотой HCl, но и с водой, которой в водном растворе, например, соляной кислоты всегда больше, чем самой кислоты.

Ba + 2 H₂O → Ba(OH)₂ + H₂↑ Ba + 2 HCl → BaCl₂ + H₂↑ Ba(OH)₂ + 2 HCl → BaCl₂ + 2 H₂O↑

Кислоты – окислители такие, например, как концентрированная серная кислота или азотная кислота любых концентраций реагируют и с металлами, стоящими в ряду напряжений справа от водорода:

 

2 Bi + 6 H₂SO_{4 40%} → Bi₂(SO₄)₃ + 3 SO₂↑ + 6 H₂O

3 Cu + 8 HNO_{3 разб.} → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO↑ + 4 H₂O

 

Кислоты могут реагировать с гидроксил- и аммиаксодержащими комплексами, причём в зависимости от соотношения реагентов получаются различные конечные продукты:

Кислоты могут реагировать с солями более слабых, чем они кислот:

И с солями нестойких при нормальных условиях и, тем более, при комнатной температуре кислот:

Ряд неорганических и все карбоновые кислоты вступают в реакции обмена с Р₄О₁₀:

Реакции азотной и хлорной кислот с Р₄О₁₀ были приведены на стр.8

Многие неорганические кислоты вступают в реакции с органическими веществами, например, серная с алкенами:

и со спиртами:

азотная с глицерином:

и ароматическими соединениями:

синильная с альдегидами:

Применение кислот

Многие кислоты имеют широкое применение в химической и других отраслях промышленности. Так, например, серная кислота применяется в производстве минеральных удобрений: суперфосфата и сульфата аммония, где на одну тонну этих целевых продуктов соответственно тратится 360 и 740 кг серной кислоты. Кроме того она применяется в производстве многочисленных красителей, особенно, кислотных для шерсти и прямых для хлопка и льна, лекарственных препаратов, взрывчатых и дымообразующих веществ. Серная кислота используется в нефтехимической, кожевенной, металлообрабатывающей, текстильной промышленности, для производства многих сульфатов металлов. Серная кислота является электролитом в свинцовых аккумуляторных батареях, используемых на автомобилях, тракторах и военной технике. Мировое производство серной кислоты колеблется от 120 до 160 миллионов тонн в год в пересчёте на моногидрат (продажным продуктом очень часто является олеум).

Азотная кислота применяется в производстве минеральных удобрений: нитратов калия, кальция, натрия и аммония, в производстве взрывчатых веществ: тринитротолуола, динитронафталина, гексогена, пироксилина и коллоксилина (нитратов целлюлозы), нитроглицерина и диэтиленгликольдинитрата. В ракетной технике она применяется в качестве окислителя гептила (несимметричного диметилгидразина). В цветной металлургии для травления металлов и их разделения. В синтезе красителей и некоторых лекарственных препаратов. Мировое производство азотной кислоты колеблется от 50 до 75 миллионов тонн в год в пересчёте на 100% - ную (выпускаются для разных целей 98, 59 и 47% - ные кислоты).

Ортофосфорная кислота применяется в производстве минеральных удобрений: простого и двойного суперфосфата, аммофоски. Она является компонентом составов для защиты металлов от коррозии, служит добавкой к кормам для жвачных животных и для придания кисловатого вкуса безалкогольным напиткам (например, пепси-коле).

Медико-биологическое значение ортофосфорной и серной кислот колоссально, так как их остатки входят соответственно в «молекулы жизни» − ДНК и РНК (см. стр. 4) и в гепарин – гетерополисахарид, содержащий в элементарных звеньях группы – SO₃^ˉ. Гепарин регулирует свёртываемость крови.

 

Содержание

 

Тема главы или абзаца	№ стр.
Кислоты. Введение.
Классификация кислот.
Классификация по основности.
Одноосновные кислоты
Двухосновные кислоты
Трёхосновные кислоты
Многоосновные кислоты
Полиосновные кислоты
Классификация кислот по силе
Вывод формулы рКа.
Пример формулы полиосновной кислоты – фрагмент молекулы РНК
Критерии силы кислот
Критерии возможности и полноты вытеснения слабых кислот из их солей более сильными кислотами
Примеры вытеснения слабых кислот более сильными
Классификация кислот по типу разрываемой связи с атомом «Н»
О − Н – кислоты.
N − Н – кислоты.
S − Н – кислоты.
C− Н – кислоты.
Способы получения кислот
Получение кислот прямым взаимодействием простых веществ
Получение кислот растворением кислых газов в воде
Получение кислот путём взаимодействия кислотных оксидов с водой
Получение различных кислот из одного кислотного оксида при разных условиях проведения реакции
Получение двух различных кислот из одного кислотного оксида путём диспропорционирования
Получение кислот путём вытеснения их из солей более сильными кислотами
Получение сильных летучих кислот путём вытеснения их из сухих солей нелетучими кислотами
Получение кислот путём электролиза солей
Получение кислот путём обменных реакций кислот с кислотными оксидами
Получение кислот путём доокисления других кислот кислородом воздуха
Получение кислот путём доокисления оксидов в водном растворе кислородом воздуха
Получение двух различных кислот путём диспропорционирования других кислот
Получение кислот путём взаимодействия кислотных оксидов с другими кислотами
Получение кислот путём взаимодействия неметаллов с кислотами-окислителями
Получение комплексных кислот путём окисления благородных металлов «царской водкой»
Получение H2[SiF6] путём окисления кремния смесью плавиковой и азотной кислот
О получении карбоновых кислот
Физические свойства кислот
Агрегатное состояние кислот
Растворимость кислот
Цвет кислот
Запах кислот
Химические свойства кислот
Реакция кислот со щелочами. Теплоты нейтрализации.
Реакция кислот с нерастворимыми в воде основаниями
Реакция кислот с амфотерными гидроксидами
Реакция кислот с основными оксидами
Реакция кислот с амфотерными оксидами
Реакция кислот с кислотными оксидами
Реакция кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода
Реакция кислот-окислителей с металлами, стоящими в ряду напряжений справа от водорода
Реакция кислот с гидроксил- и аммиаксодержащими комплексами
Реакция кислот с солями более слабых, чем они кислот
Реакция кислот с солями нестойких кислот
Обменные реакции ряда неорганических и всех карбоновых кислот с Р4О10 (смотрите также стр. 8)
Реакции неорганических кислот с органическими веществами: алкенами, спиртами, аренами
Реакция синильной кислоты с альдегидами
Применение кислот
Применение серной кислоты
Применение азотной кислоты
Применение ортофосфорной кислоты
Медико-биологическое значение ортофосфорной и серной кислот
Содержание