«Кислоты. Определение кислотности среды с помощью различных индикаторов. Сравнение силы кислот» (стр. 2 из 3)

§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^-+H₂O

CaO+2H⁺ = Ca²⁺+H₂O

5. Взаимодействуют с щелочами с образованием соли и воды. Эта реакция называется реакцией нейтрализации.

Na⁺+OH^-+H⁺+Cl^- = Na⁺+Cl^-+H₂O

OH^-+H⁺ = H₂O

6. Взаимодействуют с нерастворимыми в воде основаниями с образованием растворимой в воде соли и воды.

Cu(OH)₂+2H⁺+SO₄^2- = Cu²⁺+ SO₄^2- +2 H₂O

Cu(OH)₂+2H⁺= Cu²⁺+2 H₂O

7. Взаимодействуют с амфотерными оксидами с образованием соли и воды

ZnO+2H⁺ +2NO₃^- = Zn²⁺+ 2NO₃^- + H₂O

ZnO+2H⁺ = Zn²⁺ + H₂O

8. Взаимодействуют с солями, при условии если в продуктах выпадает осадок и (или) выделяется газ.

Ba²⁺+2Cl^-+2H⁺+SO₄^2- = BaSO₄+2HCl

^Конц.

Na₂CO₃+HCl=2NaCl +CO₂↑+H₂O

2Na⁺+CO₃ ^2-+H⁺+Cl^-=2Na⁺+2Cl^- +CO₂↑+H₂O

CO₃ ^2-+H⁺ = CO₂↑+H₂O

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

Например,

Но есть кислоты, которые обладают специфическими свойствами, например концентрированная азотная (HNO₃) и серная кислота (H₂SO_4конц), соляная кислота(HCl):

1. Концентрированная азотная кислота (HNO_{3 конц}.):

а) При взаимодействии с малоактивными и неактивными металлами восстанавливается до NO₂

Cu+4HNO_3конц.= Cu(NO₃)₂+2NO₂↑+2H₂O

б) При взаимодействии с неметаллами образуется NO₂

S+6HNO_3конц.= H₂SO₄+6NO₂↑+2H₂O

2. Соляная кислота (HCl):

а) Взаимодействие с аммиаком

NH₃+HCl= NH₄Cl

б) Взаимодействие с органическими соединениями: аминами и аминокислотами.

3. Концентрированная серная кислота (H₂SO_4конц)

а) Она окисляет многие металлы. Продуктами восстановления кислоты обычно являются оксиды серы (IV), сероводород и сера.

Cu+2H₂SO_4конц =CuSO₄+SO₂+2H₂O

б) Концентрированная серная кислота может окислять неметаллы

S+2H₂SO_4конц =3SO₂+2H₂O

Вывод:

Кислоты имеет большое количество химических свойств. Общие свойства кислот обусловлены наличием H⁺ , специфические свойства обусловлены кислотным остаткоми и концентрацией кислоты.

§1.4. Получение кислот:

1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом.

1. Кислородосодержащие кислоты, кроме кремниевой кислоты (H₂SiO₃), 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.Чем больше в растворе ионов водорода, тем меньше pH и тем более кислотную среду имеет раствор.

Вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на литр.

Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёреном Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, или pondus hydrogenii — вес водорода. Сёренсен открыл его в период работы над технологией производства пива.

Кислоты бывают сильные и слабые. Силу кислот химики связывают со способностью кислот отдавать протоны основаниям. Чем слабее удерживает свой протон кислота, тем меньше энергии затрачивает основание на отрыв этого протона, тем сильнее считается кислота. Как раз с помощью значения водородного показателя pH можно определить является ли данная кислота сильной или слабой (см. таблицу 1).

Таблица 1 «Значение pH для некоторых кислот»

Формула кислоты	Значение pH (0,1 моль/литр)	Вид кислоты
HCl	1,0	сильная
HNO3	1,0	сильная
HF	2,1	слабая
H2S	4,1	слабая

Также силу кислоты можно определить по константе диссоциации.

Электролитическая диссоциация слабых электролитов является обратимой реакцией, то есть схематически её можно представить уравнениями (для одновалентных ионов:):

KA ↔ K⁺ + A⁻,

где:

KA — недиссоциированное соединение;

K⁺ — катион;

A⁻ — анион.

Константу равновесия такой реакции можно выразить уравнением:

,

где:

[KA] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе;

[K⁺] — концентрация катионов в растворе;

[A⁻] — концентрация анионов в растворе.

Константу равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации. Сильные электролиты диссоциируют практически нацело (реакция необратимая), поэтому термин «константа диссоциации» для них лишён значения. Кажадая кислота имеет свою константу диссоциации (см. таблицу 2).

Таблица 2 «Константа диссоциации для некоторых кислот»

Кислота	Константа диссоциации
H2SiO3 (кремниевая кислота)	К1=1,3*10-10
HPO3 (метафосфорная кислота)	К1=2,5*10-3
H2CrO4 (хромовая кислота)	К1=1,6*10-1
HСlO (хлорноватистая кислота)	К1=3,0*10-8

Методы определения pH:

1. Использование специального прибора — pH-метра — позволяет измерять pH практически точно. Эти приборы измеряют напряжение, создаваемое химическим источником тока.
2. Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование - также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант[6]) добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, — фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кислотность раствора.
3. Влияние температуры на значения pH. pH определяют при стандартной температуре 25 градусов по Цельсию ( 25̊ С).
4. Для определения кислотности среды используют кислотно- основные индикаторы, которые в различных средах имеют разную окраску. Существуют десятки видов индикаторов (см. таблицу 3), которые имеют различные окраски в трёх средах: кислотной, нейтральной и щелочной. В лабораториях обычно используют универсальный индикатор, представляющий собой смесь нескольких веществ. По его окраске можно не только определить кислотность среды, но и значение pH раствора.

С помощью индикаторов можно следить за протеканием химических реакций. Например, реакция нейтрализации.