Лекция " Кислоты органические и неорганические"

Органические и неорганические кислоты

Цели: обобщить, закрепить знания о классификации, номенклатуре, физических и химических свойствах кислот: органических и неорганических кислот; научить объяснять общность химических свойств неорганических и органических кислот и правильно составлять уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Основные понятия: кислородсодержащие и бескислородные кислоты, основность кислот, летучая и нелетучая кислота, сильная и слабая кислота, стабильная и нестабильная кислота, электрохимический ряд напряжений металлов.

Ход занятия

I. Организационный момент

II. Изучение нового материала

План

1. Определение, классификация, номенклатура, химическая связь, тип кристаллической решетки.

2. Протеолитическая и электронная теории кислотно-основных свойств соединений.

3. Общие химические свойства неорганических и органических кислот в свете теории электролитической диссоциации.

а) действие на индикаторы

б) взаимодействие с металлами, оксидами металлов, основаниями растворимыми и нерастворимыми, солями.

Кислоты — это сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла и кислотного остатка. Общая формула: Н_nAс.

Кислоты бескислородные:

HCl — соляная кислота,

H₂S — сероводородная кислота.

Кислоты кислородсодержащие:

H₂SO₄ — серная кислота;

Н₃РO₄ — ортофосфорная (фосфорная) кислота;

H₂SO₃ — сернистая кислота;

HNO₂ — азотистая кислота;

СН₃СООН — уксусная кислота, этановая кислота;

НСООН — метановая кислота (муравьиная кислота):

С₁₇Н₃₅СООН — стеариновая кислота.

Пример: (H₂SO₄ — серная кислоты, кислородсодержащая, двухосновная, растворимая, нелетучая, сильная, стабильная.

HCl — соляная кислота, бескислородная, одноосновная, растворимая, сильная, летучая, стабильная.

H₂S — сероводородная кислота, бескислородная, двухосновная, растворимая, слабая, летучая, стабильная.

H₂SO₃ — сернистая кислота, кислородсодержащая, двухосновная, растворимая, нестабильная, нелетучая, слабая.

СН₃СООН — этановая (уксусная) кислота, кислородсодержащая, одноосновная, растворимая, летучая, слабая, стабильная.

HNO₂ — азотистая кислота, кислородсодержащая, одноосновная, растворимая, слабая, нелетучая, стабильная.

НСООН — метановая (муравьиная) кислота, кислородсодержащая, одноосновная, растворимая, летучая, слабая, стабильная.

С₁₇Н₃₅СООН — стеариновая кислота, кислородсодержащая, нерастворимая, нелетучая, слабая, стабильная.)

Кислоты — это электролиты, в водных растворах которых в качестве катиона присутствует катион водорода:

В 1923 г. была предложена протеолитическая теория Бернстедом-Лаури, которая расширила представления о кислотах и основаниях. Эта теория объясняла поведение веществ в водных и неводных растворах.

Согласно этой теории кислоты — это молекулы или ионы, которые являются в данной реакции донорами (дающие) катионов водорода Н⁺:

Кислота — донор катиона водорода. Катион водорода называется протоном, поэтому теория называется протеолитической.

Согласно электронной теории кислот и оснований американского химика Г. Н. Льюиса один из соединяющихся атомов отдает на образование химической связи свою свободную электронную пару, а другой атом предоставляет свою свободную электронную ячейку (орбиталь). Первый атом — донор электронов, второй атом — акцептор (принимающий) — идет образование химической связи по донорно-акцепторному механизму.

В соответствии с этим Г.Н. Льюис сформулировал новое представление о кислотах и основаниях. Кислоты — те реагенты, которые являются акцепторами электронов. Основания — те реагенты, которые выступают донорами электронных пар.

Н₃O⁺ — ион гидроксония. Присутствует в растворах всех кислот, но и он может выступать в роли кислоты — отдавать протон и превращаться в молекулу воды. В уравнениях реакций для простоты записи будем пользоваться обозначением иона гидроксония — Н⁺.

Общие химические свойства кислот органических и неорганических: кислый вкус, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с металлами, оксидами основными и амфотерными, основаниями растворимыми и нерастворимыми, солями, обусловлены катионами водорода в растворах.

Изменение цвета индикаторов:

а) метилоранж — розовый цвет;

б) фенолфталеин — без изменений;

в) синий лакмус — красный цвет;

г) универсальный индикатор — от желтого до розового цвета.

Химические свойства кислот

1.Взаимодействия с металлами, расположенными в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода.

- неорганическая кислота

- органическая кислота

2.Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

- неорганическая кислота

— органическая кислота

3.Взаимодействие с растворимыми и нерастворимыми основаниями

Многоосновные кислоты могут образовывать кислые соли и средние соли. Это реакции нейтрализации.

Растворимое основание:

— кислота неорганическая

— кислота неорганическая

- органическая кислота

Нерастворимое основание

— кислота неорганическая

— органическая кислота

4.Взаимодействие с солями

Следует помнить, что сильная кислота способна вытеснить слабую кислоту даже из нерастворимой соли.

— неорганическая кислота

— образуются газ, вода

— органическая кислота

Обобщение общих химических свойств неорганических и органических кислот следует записать в виде схемы.

Специфические свойства неорганических и органических кислот

- Специфические свойства H₂SО₄(к) и HNО₃(к), (р).

- Специфические свойства некоторых органических кислот.

Отдельные представители неорганических кислот обладают сильными окислительными свойствами к металлам, неметаллам, сложным соединениям.

Это вызвано тем, что в серной кислоте H₂SО₄ сера находится в максимальной С.О., в азотной кислоте HNO₃ азот находится в максимальной С.О. +5.

По электрохимическому ряду напряжений металлов разделим все металлы на три группы: от Li до Al — очень активные металлы, от Аl до Н₂ — металлы средней активности, от Н₂ до Au — малоактивные металлы.

Неметалл окисляется до оксида или кислоты.

При взаимодействии с H₂SO₄(k) образуются оксиды окисляемых неметаллов, а если окисляется фосфор — то кислота фосфорная, сера восстанавливается до оксида серы (IV).

С HNO₃(k) азот всегда восстанавливается до оксида азота (IV), а неметаллы до оксидов или кислот.

С HNO₃(p) азот восстанавливается до оксида азота (II), а неметаллы до оксидов или кислот.

Пример: Сu — малоактивный металл.

Окисление неметаллов:

Окисление сложных веществ:

Неорганические кислоты взаимодействуют с органическими веществами: реакции нитрования, сульфирования; нитрование — взаимодействие органических веществе азотной кислотой. Пример: нитрование бензола, нитрование целлюлозы. При нитровании целлюлозы образуются ди- и тринитроцеллюлозы — сложные эфиры, очень необходимые вещества для производства бездымного пороха.

Специфические свойства органических кислот

1.Взаимодействие со спиртами с образованием сложных эфиров.

2.Органические кислоты вступают в реакции замещения по радикалу.

Введение в радикал молекулы кислоты атома галогена увеличивает степень диссоциации в 100 раз.

Cl — самый электроотрицательный элемент в соединении и смешает электронную плотность от углерода в свою сторону, вследствие чего уменьшается электронная плотность у атома углерода, он приобретает еще больший δ+, чем в уксусной кислоте. Атом кислорода в группе —ОН с большей силой свою электронную плотность смешает в сторону углерода № 2, делая тем самым очень подвижным атом водорода.

Некоторые органические кислоты обладают двойственным свойствами.

— метановая (муравьиная) кислота — альдегидокислота. Она дает реакцию «серебряного зеркала», выступает восстановителем.

- молочная кислота, также обладает двойственными свойствами — это спиртокислота.

Некоторые кислоты проявляют восстановительные свойства.

Выводы:

Неорганические и органические кислоты обладают специфическими свойствами. В зависимости отсоединений, с которыми они взаимодействуют, и условий течения реакций они могут проявлять окислительно-восстановительные свойства. Многие кислоты, особенно органические, могут обладать не только свойствами нескольких классов органических веществ, но и проявлять окислительно-восстановительные свойства.

Пример:

— восстановитель, взаимодействуя с Ag₂O(NH₃ · Н₂O);

— окислитель, взаимодействуя с металлами.