Кислоты

Введение:
§1. Кислоты и их свойства
1.1. Определение кислот
1.2. Классификация кислот
1.3. Химические свойства кислот
1.4. Получение кислот
§2. Определение кислотности среды и силы кислот
§3. Роль кислот в живых организмах. pH в живых организмах
Заключение

Кислоты – один из важнейших классов химических соединений. Вкус кислот отражается в названии всего класса «кислоты – кислые». Кислоты широко распространены в окружающем мире. Все фрукты, овощи и другие продукты питания содержат органические кислоты: яблочную, лимонную, молочную, масляную, уксусную, аскорбиновую и др. Жжение после укуса муравья обусловлено муравьиной кислотой. Некоторые тропические пауки содержат уксусную кислоту, которую они используют для защиты от своих врагов. Большое количество растений выделяют ванилиновую, феруленовую, фумаровую и другие кислоты. В ядовитых грибах также содержатся кислоты, например, в мухоморах - иботеновая кислота. И организме человека тоже есть кислоты. Например, в желудке - соляная кислота, которая необходима в процессе пищеварения.

1.1. Определение кислот.
Существуют разные определения кислот:
1. В 1887 году шведский учёный Сванте Аррениус1 в рамках разработанной им теории электролитический диссоциации дал определение кислотам. Кислота – это вещество, при диссоциации которого в водном растворе образуются ионы H+ , которые дают кислый вкус кислотам, оказывают действие ни индикаторы и металлы[4] . Теория Аррениуса справедлива только в отношении разбавленных растворов кислот и оснований и ограничивается только водными растворами.
В рамках теории электролитической диссоциации кислота — это электролит, при электролитической диссоциации которого из катионов образуются лишь катионы водорода и анион кислотного остатка.
Например:
HCl→ H+ +Cl-
H2 SO4 →2H+ +SO4 2-
Параллельно с теорией Аррениуса разработана теория сольвосистем, начало которой положили работы американских химиков Кэди и Франклина2 , опубликованные в 1896—1905 гг.
...

§1.2. Классификация кислот.
В основу классификации кислот могут быть положены различные признаки:
1. По наличию атомов кислорода:
а) Бескислородные.
Соединения этой группы являются бинарными, т.е. состоят из двух химических элементов, один из которых водород, а другой неметалл. Например, HCl ( соляная кислота), H2 S (сероводородная кислота);
б) Кислородосодержащие (оксокислоты).
В этих соединениях обязательно присутствует кислород. Например, азотная кислота - HNO3.

2. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе:
а) Одноосновные. Например, HNO3 – азотная кислота;
б) Двухосновные. Например, H2 SO4 – серная кислота, H3 PO3 - фосфористая кислота;
Несмотря на то, что фосфористая кислота содержит три атома водорода, она двухосновная, т.к. третий атом водорода не отщепляется в водных растворах.
в) Трёхосновные. Например, H3 PO4 - фосфорная кислота.
...

§1.3. Химические свойства кислот.
Растворы кислот имеют сходные химические свойства, так как они содержат H+ :
1. Диссоциируют на катион водорода и анион кислотного остатка.
2. Измененяют окраску индикаторов.
Кислота+ лакмус → розовая окраска
+ метилоранж → красная окраска
+ фенолфталеин → бесцветная окраска
3. Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной кислоты), если образующаяся соль растворима и выделяется газ - водород:

Mg0 +2H+ +2Cl- = Mg2+ +2Cl- +H2
Mg0 +2H+ = Mg2+ +H2
4. Взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды.

CaO+2H+ +2Cl- = Ca2+ +2Cl- +H2 O
CaO+2H+ = Ca2+ +H2 O
5. Взаимодействуют с щелочами с образованием соли и воды. Эта реакция называется реакцией нейтрализации.

Na+ +OH- +H+ +Cl- = Na+ +Cl- +H2 O
OH- +H+ = H2 O
6. Взаимодействуют с нерастворимыми в воде основаниями с образованием растворимой в воде соли и воды.
...

§1.4. Получение кислот:
1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом.

1. Кислородосодержащие кислоты, кроме кремниевой кислоты (H2 SiO3 ), могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.

1. По реакциям обмена между солями и другими кислотами.

1. Могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции.

§2. Определение кислотности среды и силы кислот.
Растворы кислот имеют кислый вкус. Теория электролитической диссоциации объясняет его наличием ионов водорода, образующихся в их растворах, т.е. эти растворы называют кислотными или они имеют кислотную среду. Чем больше ионов H+ содержится в растворе, тем выше кислотность среды. Кроме кислотной среды существует ещё нейтральная и щелочная.
Кислотность среды количественно характеризуют водородным показателем pH, связанным с концентрацией ионов водорода. В нейтральных водных растворах pH=7, в кислотных растворах pH<7, в щелочных pH>7.
...