«Кислоты. Определение кислотности среды с помощью различных индикаторов. Сравнение силы кислот» (стр. 1 из 3)

ГОУ гимназия №1505

«Московская городская педагогическая гимназия-лаборатория»

Реферат

«Кислоты. Определение кислотности среды с помощью различных индикаторов. Сравнение силы кислот»

Выполнила ученица 9 «А» класса Хлюстова Александра

Руководитель Давыдочкина С.В.

Москва, 2011

Содержание:

Введение…………………………………………………………………………… 3

§1. Кислоты и их свойства……………………………………………………….. 4-10

1.1. Определение кислот………………………………………………………….. 4-5

1.2. Классификация кислот……………………………………………………….. 6-7

1.3. Химические свойства кислот………………………………………………… 7-9

1.4. Получение кислот……………………………………………………………... 10

§2. Определение кислотности среды и силы кислот…………………………… 10-14

§3. Роль кислот в живых организмах. pH в живых организмах………………. 14-16

Заключение……………………………………………………………………….. 17

Список литературы………………………………………………………………. 18

Введение.

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.

Кислоты имеют разное строение, разные функции, цвета, общие и специфические химические свойства. Они участвуют в разных процессах. Один из которых электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы, при растворении в воде или расплавлении. Кислоты бывают сильные и слабые. Но сильные и слабые они не от того, что они могут растворять металлы и прожигать дыры в одежде, а от способности кислот отдавать протоны основаниям.

Цель этого реферата – расширить свои знания в химии по теме «кислоты», их роль в живых организмах.

Тема реферата актуальна, так как это одна из важных тем химии 9 класса, которую изучают в разделе «Электролитическая диссоциация». В этом реферате учащиеся смогут найти много интересных сведений о кислотах.

В процессе написания реферата использовались следующие источники информации. В первую очередь это учебная литература: учебник 9 класса по химии (В. В. Еремин, Н. Е. Кузьменко, А. А. Дроздов, В. В. Лунин «Химия 9 класс»), справочники, энциклопедии, словари юного химика и учебники для подготовки поступления в вузы (Н.Е. Кузьменко, В.В. Еремин, В.А. Попков. «Начала химии»). Больше всего информации было в учебнике 9 класса и в учебниках для подготовки поступления в вузы, но много полезной информации оказалось и в журнале «Химия для школьников».

Задачи реферата – рассмотреть классификацию кислот и их свойства; кислоты с точки зрения электролитической диссоциации; учёных, внесших вклад в изучение кислот; биологическое значение кислот в живых организмах, роль pH в живых организмах.

§1. Кислоты и их свойства.

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^-

H₂SO₄→2H⁺+SO₄^2-

Параллельно с теорией Аррениуса разработана теория сольвосистем, начало которой положили работы американских химиков Кэди и Франклина², опубликованные в 1896—1905 гг., кислота — это соединение, которое даёт в растворе те положительные ионы, которые образуются при собственной диссоциации растворителя (Н₃О⁺, NH₄⁺). Это определение хорошо тем, что не привязано к водным растворам.

H₂O+H₂O↔ Н₃О⁺ +OH^-

NH₃+NH₃↔NH₄⁺+NH₂^-

2. В основе одной из современных представлений о кислотах и основаниях лежит протонная теория, предложенная в 1923 году независимо Дж.Брёнстедом³ и Т. Лоури⁴. Согласно этой теории, кислота — любая частица (молекула или ион), являющаяся донором протона:

HF→H⁺+F^-

HSO₄^-→H⁺+SO₄^2-

NH₄⁺→H⁺+NH₃

Протонная теория не отвергает теорию Аррениуса, но расширяет её. По Аррениусу, основание считалось соединение, диссоциирующие в водном растворе с отщепление ионов OH^- . В итоге появилось новое представление об основаниях как о веществах, способных присоединять к себе протоны.

3. Американский учёный Г.Льюис[5] в 1923-1926 гг. выдвинул электронную теорию кислот и оснований. По определению Льюиса, кислота — это электролит (вещество, участвующее в реакциях с переходом электрона, т.е которое проводит электрический ток), принимающий электронную пару в реакции с основанием, то есть веществом, отдающим электронную пару, т.е. кислота – акцептор электронной пары.

В качестве примера рассмотрим образование хлорида аммония в газовой фазе:

NH₃+HCl=NH₄Cl

Атом азота выступает в данном случае донором (отдает электронную пару), а ион H⁺, отщепившийся от молекулы хлороводорода, является акцептором.

Вывод:

Существует много теорий кислот и оснований. Они не противоречат друг другу, а рассматривают проблему кислотно-основного взаимодействия с разных точек зрения, дополняя и взаимно обогащая друг друга.

§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), H₂S (сероводородная кислота);

б) Кислородосодержащие (оксокислоты).

В этих соединениях обязательно присутствует кислород. Например, азотная кислота - HNO_3.

2. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе:

а) Одноосновные. Например, HNO₃ – азотная кислота;

б) Двухосновные. Например, H₂SO₄ – серная кислота, H₃PO₃- 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, H₃PO₄- фосфорная кислота.

Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато в водном растворе:

H₃PO₄↔ H⁺+H₂PO₄^-

H₂PO₄^-↔ H⁺+HPO₄^2-

HPO₄^2-↔ H⁺+PO₄^3-

Кислоты

Трёхосновные

Одноосновные Двухосновные H₃PO₄

HNO₃, HCl H₂SO_4, H₂S

3. По силе (электролитическая диссоциация)

а) Сильные электролиты— электролиты, практически полностью распадающиеся в водном растворе на ионы. Например, HNO₃- азотная кислота;

б) Слабые электролиты — вещества, которые при растворении в воде распадаются на ионы лишь частично (уксусная кислота ).

4. По устойчивости

а) Устойчивые . Например,H₂SO₄ – серная кислота;

б) Неустойчивые (H₂CO₃ - угольная кислота), т.е. при взаимодействии с разными веществами разлагается на воду и/или газ.

5. По происхождению

а) Неорганические. Например, HBr – бромистоводородная кислота, HCl –соляная кислота;

б) Органические. Самыми важными являются карбоновые кислоты, т.е. кислоты, содержащие карбоксильную группу – COOH, соединенную с углеводородным радикалом. Различают монокарбоновые ( имеют одну карбоксильную группу ,например, муравьиная и уксусная кислоты), дикарбоновые ( две такие группы, например, щавельная и янтарная кислоты) и поликарбоновые (много групп) кислоты.

6. По летучести

а) Летучие, т.е которые существуют не только в жидком состоянии, но и в газообразном, например H₂S – сероводородная кислота, HCl – соляная кислота;

б) Нелетучие, например, серная кислота H₂SO₄ .

7. По растворимости в воде

а) Растворимые, например, HCl – соляная кислота;

б) Нерастворимые, например, кремниевая кислота H₂SiO₃.

Вывод:

Кислот очень большое количество и их можно разделить на группы в зависимости от их свойств и состава.