Кислоты органические и неорганические кратко

Обновлено: 04.07.2024

С точки зрения состава, кислоты — сложные вещества, образованные кислотным остатком и атомами водорода, способными замещаться на атомы металла.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислоты — соединения, которые диссоциируют в водном растворе на отрицательные ионы кислотного остатка и положительные ионы H+, что обуславливает изменение цвета индикатора (например, фиолетовый лакмус в кислой среде становится красным).

Все кислоты едкие и имеют кислый вкус. При нормальных условиях находятся в газообразном или жидком виде, кроме некоторых твtрдых: кремниевой кислоты H 2 S i O 3 , ортоборной кислоты H 3 B O 3 и органических кислот с большим количеством атомов углерода.

Классификация кислот

Кислоты делятся на две группы:

Неорганические кислоты имеют общую формулу HnK, где K - кислотный остаток. Классифицируют их по нескольким показателям:

Наличие кислорода в кислотном остатке: кислородсодержащие ( H 3 P O 4 , H N O 3 ) и бескислородные ( H 2 S , H C l ).
Основность (количество атомов водорода, способных заместиться на металл): одноосновные ( H B r , H N O 3 ), двухосновные ( H 2 S O 4 , H 2 C O 3 ), трехосновные ( H 3 P O 4 ).
Летучесть: летучие ( H 2 S , H N O 3 ), нелетучие ( H 2 S O 4 , H 3 P O 4 ).
Степень диссоциации: сильные ( H N O 3 , H C l ) и слабые ( H 2 C O 3 , H C l O ).
Устойчивость: стабильные ( H 2 S O 4 , H 3 P O 4 ) и нестабильные (распадаются, H 2 S O 3 , H 2 C O 3 ).
Растворимость в воде: нерастворимые ( H 2 S i O 3 и H 3 B O 3 ) и растворимые — все остальные.
Агрегатное состояние, в котором могут быть: газообразные ( H 2 S , H C l ) , жидкие ( H 2 S O 4 , H N O 3 ) и твердые ( H 3 P O 4 , H 3 B O 3 , H 2 S i O 3 ).

Органические кислоты: наиболее широко распространены карбоновые кислоты — соединения, в состав которых входит карбоксильная группа -COOH. Общая формула: R-COOH, где R — углеводородный радикал. Они играют важную роль в биохимии живых организмов, участвуют в процессах обмена веществ.

1. Карбоновые кислоты классифицируют по следующим признакам:

число карбоксильных групп:
одноосновные: муравьиная H - C O O H и уксусная C H 3 - C O O H ;
двухосновные: щавелевая H O O C - C O O H , малоновая; H O O C - C H 2 - C O O H
многоосновные: лимонная кислота ( H O O C - C H 2 ) 2 - C ( O H ) - C O O H .
тип углеводородного радикала:
предельные: C H 3 C H 2 C H 2 C O O H масляная кислота;
непредельные: C H 2 = C H - C H 2 C O O H акриловая кислота;
ароматические: C 6 H 5 C O O H бензойная кислота;
алициклические: C 4 H 6 O 2 циклопропанкарбоновая кислота;
гетероциклические: C 6 H 5 N O 2 никотиновая кислота:

замещенные карбоновые кислоты, в состав которых входит карбоксильная группа - C O O H , углеводородный радикал R и различные функциональные группы. Некоторые из них:
галогены → галогенкарбоновые кислоты, H a l - R - C O O H (хлоруксусная кислота С l С Н 2 С О О Н , трифторуксусная кислота C F 3 C O O H );
- O H → гидроксикислоты, O H - R - C O O H (гликолиевая кислота H O C H 2 C O O H , молочная кислота С H 3 C H ( O H ) C O O H ) ;
- N H 2 → аминокислоты, H 2 N - R - C O O H (аминоуксусная кислота C H 2 N H 2 - C O O H глицин; 1,2- амино-3-метилпентановая кислота H O 2 C C H ( N H 2 ) C H ( C H 3 ) C H 2 C H 3 изолейцин). Аминокислоты — главная составная часть белков.

2. Серосодержащие органические кислоты (сульфокислоты) содержат сульфогруппы и имеют общие формулы кислот: R S O 3 H → сульфоновые; R S O 2 H → сульфиновые; R S O H → сульфеновые. Наиболее известны: 2-аминоэтансульфоновая кислота C 2 H 7 N O 3 S таурин и 2-амино-3-меркаптопропановая кислота H O 2 C C H ( N H 2 ) C H 2 S H цистеин.

3. Нуклеиновые кислоты — высокомолекулярные соединения, состоящие из нуклеотидов. Играют важную роль в биологии: находятся в клетках всех организмов, являются носителями генов, участвуют в передаче и реализации наследственной информации через синтез белка. Типы нуклеиновых кислот в зависимости от моносахарида-основы:

дезоксирибонуклеиновая кислота (ДНК) — дезоксирибоза ( C 5 H 10 O 4 );
рибонуклеиновая кислота (РНК) — рибоза ( C 5 H 10 O 5 ).

Номенклатура кислот

Часто используемые (распространенные) кислоты:

Формула и название кислоты	Название кислотного остатка, переходящего в соль
H A l O 2 метаалюминиевая	метаалюминат
H 3 A l O 3 ортоалюминиевая	ортоалюминат
H A s O 3 метамышьяковая	метаарсенат
H 3 A s O 4 ортомышьяковая	ортоарсенат
H 3 B O 3 ортоборная	ортоборат
H B r бромоводородная	бромид
H B r O бромноватистая	гипобромит
H B r O 3 бромноватая	бромат
H C N циановодородная (синильная*)	цианид
H 2 C O 3 угольная	карбонат
H C l хлороводородная (соляная*)	хлорид
H C l O хлорноватистая	гипохлорит
H C l O 2 хлористая	хлорит
H C l O 3 хлорноватая	хлорат
H C l O 4 хлорная	перхлорат
H F фтороводородная (плавиковая*)	фторид
H J йодоводородная	йодид
H M n O 4 марганцовая	перманганат
H N O 2 азотистая	нитрит
H N O 3 азотная	нитрат
H P O 3 метафосфорная	метафосфат
H 3 P O 4 ортофосфорная (фосфорная*)	ортофосфат
H 2 S сероводородная	сульфид
H 2 S O 3 сернистая	сульфит
H 2 S O 4 серная	сульфат
H 2 S i O 3 метакремниевая	метасиликат
H 3 S i O 4 ортокремниевая	ортосиликат
*В скобках приведены тривиальные названия кислот

Номенклатура органических кислот

Для органических кислот чаще используют тривиальные названия (приведены в таблице 2), которые определяются по источнику, откуда впервые была получена кислота.

Формула	Общепринятое название кислоты	Тривиальное название кислоты	Название соли
H C O O H	Метановая	Муравьиная	формиат
C H 3 C O O H	Этановая	Уксусная	ацетат
C 2 H 5 C O O H	Пропановая	Пропионовая	пропионат
C 3 H 7 C O O H	Бутановая	Масляная	бутират
C 4 H 9 C O O H	Пентановая	Валериановая	валерат
C 5 H 11 C O O H	Гексановая	Капроновая	капронат
Н О О С С Н 2 С Н ( О Н ) С О О Н	Гидроксибутандиовая	Яблочная	малат
С H 3 C H ( O H ) C O O H	2-гидроксипропановая	Молочная	лактат
C H 2 N H 2 - C O O H	Аминоуксусная	Глицин	глицинат
HOOC-COOH	Этандиовая	Щавелевая	оксалат
( H O O C - C H 2 ) 2 - C ( O H ) - C O O H	2-гидроксипропан-1,2,3-трикарбоновая кислота	Лимонная	цитрат

C 2 H 5 C O O H — пропановая кислота;
C H 3 - C ( C H 3 ) 2 - C O O H — 2,2-диметилпропановая кислота;
C H 3 - C H 2 - C H ( N H 2 ) - C O O H 2 -аминобутановая (как вариант альфа-аминомасляная) кислота;
C H 3 - C H ( N H 2 ) - C H 2 - C O O H 3 -аминбутановая (как вариант бета-аминомасляная) кислота.

Названия серосодержащих органических кислот: название самой длинной цепочки + окончание — сульфоновая, сульфиновая или сульфеновая кислота: 2-аминоэтансульфоновая кислота C 2 H 7 N O 3 S :

Общие химические свойства кислот (в уравнениях реакций для органических кислот используется стандартная формула R - C O O H ):

Меняют окраску индикатора за счет образования катионов Н+ при диссоциации (фиолетовый лакмус → красный).
+ основания (реакция нейтрализации) → соль:

2 F e O H 3 + 3 H 2 S O 4 → F e 2 S O 4 3 + 6 H 2 O
R C O O H + N a O H → R C O O N a + H 2 O

3. + металлы, стоящие левее водорода в ряду активности → соль и водород:

F e + 2 H C I → F e C I 2 + H 2 ↑
2 R C O O H + M g → R C O O 2 M g + H 2 ↑ .

4. + оксиды оснóвные и амфотерные → соль и вода:

C a O + H 2 S O 4 → C a S O 4 + H 2 O
2 R C O O H + C a O → R C O O 2 C a + H 2 O
Z n O + N 2 S O 4 → Z n S O 4 + H 2 O
2 R C O O H + N a 2 O → 2 R C O O N a + H 2 O

5. + соли более слабых кислот → новая соль + кислота (угольная кислота распадается на H 2 O и C O 2 ↑ ):

H 2 S O 4 + N a 2 C O 3 → N a 2 S O 4 + H 2 O + C O 2 ↑
R C O O H + N a H C O 3 → R C O O N a + H 2 O + C O 2 ↑

Реакции, характерные для:

Неорганических кислот:

Окислительно-восстановительные: H 2 S O 3 + C I 2 + H 2 O → H 2 S O 4 + 2 C H I

P b + 4 H N O 3 (конц) → P b N O 3 2 + 2 N O 2 ↑ + 2 H 2 O

Органических кислот:

1. Образование функциональных производных путем замещения гидроксильной группы:

R - C O - O H + P C I 5 → R - C O - C I (хлорангидрид) + P O C I 3 + H C I ;
R – C ( O ) - O H + H - O - C ( O ) - R → R – C ( O ) – O – C ( O ) – R (ангидрид);
C H 3 C O O H + C H 3 - C H 2 - O H → C H 3 - C O - O - C 2 H 5 (этилацетат (сложный эфир)) + H 2 O ;
C H 3 C O O H + C H 3 - N H 2 → C H 3 - C O - N H - C H 3 (амид) + H 2 O (при нагревании).

C H 3 - C H 2 - C O O H + B r → C H 3 - C H B r - C O O H + H B r (катализатор – Pкр).

P - C O O H + L i A I H 4 (водный раствор, подкисленный H C I ) → R - C H 2 - O H - A I C I 3 + L i C I

Кислоты прежде всего классифицируют на неорганические и органические (карбоновые). Слабые кислотные свойства проявляют такие органические соединения как спирты и фенолы. Неорганические и карбоновые кислоты, в свою очередь, имеют свои собственные классификации. Так, все неорганические кислоты можно классифицировать:

по числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе (одноосновные –HCl, HNO₂, двухосновные –H₂SO₄, H₂SiO₃, трехосновные –H₃PO₄)
по составу кислоты (бескислородсодержащие – HI, HF, H₂S и кислородсодержащие – HNO₃, H₂CO₃)

Карбоновые кислоты классифицируют:

по числу карбоксильных групп (одноосновные – HCOOH, CH₃COOH и двухосновные –H₂C₂O₄)

Физические свойства кислот

При н.у. большинство неорганических кислот существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (H₃PO₄, H₃BO₃).

Органические кислоты с числом атомов углерода до 3 представляют собой легкоподвижные бесцветные жидкости с характерным резким запахом; кислоты с 4-9 атомами углерода — маслянистые жидкости с неприятным запахом, а кислоты с большим количеством атомов углерода— твёрдые вещества, нерастворимые в воде.

Строение карбоксильной группы

Карбоксильная группа — -COOH состоит из карбонильной группы — > С=O и гидроксильной группы –OH, которые оказывают взаимное влияние друг на друга. Неподеленная пара электронов атома кислорода в гидроксид-ионе смещена в сторону атома углерода карбонильной группы, что ослабляет связь –ОН и обусловливает наличие кислотных свойств (рис 1).

Рис. 1 Строение карбоксильной группы

Получение кислот

Неорганические и органические кислоты получают разными способами. Так, неорганические кислоты можно получить:

Органические кислоты получают путем:

₄

₂

₇

R – CH₂ –OH → R –C(O)H → R-COOH,

где R – углеводородный радикал.

Химические свойства кислот

К общим химическим свойствам и органических и неорганических кислот относят:

— способность изменять окраску индикаторов, например, лакмус при попадании в раствор кислоты приобретает красную окраску (это обусловлено диссоциацией кислот);

— взаимодействие с активными металлами

— взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

— взаимодействие с основаниями

RCOOH + NaOH = RCOONa + H₂O

— взаимодействие с солями слабых кислот

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl

Специфические свойства неорганических кислот

К специфическим свойствам неорганических кислот относят окислительно-восстановительные реакции, связанные со свойствами анионов кислот:

Специфические свойства органических кислот

К специфическим свойствам органических кислот относят образование функциональных производных путем замещения гидроксильной группы (1, 2, 3, 4), а также галогенирование (5), восстановление (6) и декарбоксилирование (7).

R –C(O)-OH + PCl₅ = R –C(O)-Cl (хлорангидрид) + POCl₃ + HCl (1)

R –C(O)-OH + H-O-C(O)-R = R – C(O) – O – C(O) – R (ангидрид) (2)

R-COOH + LiAlH₄ (водный раствор, подкисленный HCl) = R-CH₂-OH +AlCl₃ + LiCl (6)

Примеры решения задач

5) CH₃COONa + HCl = СН₃СООН + NaCl

6) СН₃СООН + С₂Н₅ОН СН₃СООС₂Н₅ + Н₂О (Воздействие H₂SO₄)

Задание	Определите массу пирита (FeS2), необходимую для получения такого количества SO3, чтобы при растворении последнего в растворе серной кислоты с массовой долей 91 % массой 500 г получить олеум с массовой долей 12,5 %.
Решение	Запишем уравнения реакций:

Найдем молярные массы веществ, необходимых для дальнейших расчетов:

Масса воды в 100 г раствора серной кислоты (ω = 91 %) составит:

Из уравнения реакции (3) следует, что

0,5 моль H₂O прореагирует с 0,5 моль SO₃ и образуется 0,5 моль H₂SO₄

Рассчитаем массу SO₃

Тогда общая масса H2SO4 составит

Для получения олеума (ω = = 12,5 %) на 140 г H₂SO₄ потребуется SO₃:

m(SO₃) = 12,5•140/87,5 = 20 г

Таким образом, всего SO₃ расходуется

Из уравнений реакций (2, 3) следует, что на образование 0,75 моль SO₃ расходуется

В видеоуроке акцент делается на общность химических свойств органических и неорганических кислот. Особое внимание уделяется их химическим, физическим свойствам и способам получения.

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобретя в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока "Органические и неорганические кислоты"

У органических кислот своя классификация. По типу углеводородного радикала различают предельные карбоновые кислоты, у которых све связи сигма-типа, например, пропановая кислота, или масляная; непредельные, у которых есть кратные связи, например, акриловая, или пропэновая кислота; и ароматические карбоновые кислоты, у которых есть ароматическое кольцо: например, бензойная кислота.

По числу карбоксильных групп различают одноосновные карбоновые кислоты, у которых одна карбоксильная группа, например, муравьиная, уксусная кислота; двухосновные, у которых две карбоксильные группы, например, щавелевая, малоновая кислота; и многоосновные кислоты, у которых несколько карбоксильных групп, например, лимонная кислота.

Органические кислоты, как и неорганические, обладают кислотными свойствами, то есть способностью к отщеплению иона водорода.

Карбоновые кислоты – слабые электролиты. Так, константа диссоциации уксусной кислоты: одна целая восемь десятых на десять в минус пятой степени.

От чего же зависит сила карбоновой кислоты?

Во-первых, от строения. То есть чем больше положительный заряд на атоме водорода в молекуле кислоты, тем более сильным электролитом она будет. Наличие углеводородных радикалов с карбоксильной группой уменьшает способность кислоты диссоциировать, поэтому и сила кислоты будет уменьшаться.

Так, в ряду от муравьиной до два-два-диметил-пропановой кислоты сила кислот будет уменьшаться.

То есть самой сильной кислотой будет муравьиная, или метановая кислота, у которой и самая высокая константа диссоциации.

Введение электроноакцэпторных заместителей увеличивает положительный заряд на томе водорода, а значит, и силу кислоты.

Например, в ряду от уксусной до трихлор-уксусной кислоты сила кислот будет увеличиваться, так как увеличивается число электроноакцэпторного заместителя – хлора.

Карбоновые кислоты обладают свойствами, характерными для минеральных кислот. Из-за смещения электронной плотности от гидроксильной группы к сильно поляризованной карбонильной группе молекулы карбоновых кислот способны к электролитической диссоциации.

Так, при диссоциации уксусной кисоты образуется ион водорода и ацэтат-ион.

Неорганические кислоты в растворе также диссоциируют с образованием ионов водорода и изменяют окраску индикаторов. При диссоциации соляной кислоты образуются ионы водорода и хлорид-ионы.

Органические и неорганические кислоты реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода.

Например, в реакции уксусной кислоты с магнием образуется соль – ацэтат магния и выделяется газ – водород, в реакции соляной кислоты с магнием образуется соль – хлорид магния и газ водород.

Органические и неорганические кислоты реагируют с основными и амфотэрными оксидами.

В реакции уксусной кислоты с основным оксидом – оксидом меди два, образуется соль – ацэтат меди два и вода; в реакции соляной кислоты с оксидом меди два образуется соль – хлорид меди два и вода.

В реакции уксусной кислоты с амфотэрным оксидом – оксидом алюминия образуется соль – ацэтат алюминия и вода; в реакции соляной кислоты с оксидом алюминия образуется хлорид алюминия и вода.

Органические и неорганические кислоты взаимодействуют с основаниями. Эти реакции являются реакциями нейтрализации.

Так, в реакции уксусной кислоты с гидроксидом калия образуется соль – ацэтат калия и вода, в реакции соляной кислоты с гидроксидом калия образуется соль – хлорид калия и вода.

Органические и неорганические кислоты реагируют с аммиаком с образованием солей аммония.

Например, в реакции уксусной кислоты с аммиаком образуется соль – ацэтат аммония; в реакции соляной кислоты с аммиаком образуется соль – хлорид аммония.

Органические и неорганические кислоты реагируют с солями слабых кислот.

Так, в реакции уксусной кислоты с карбонатом натрия образуется соль – ацэтат натрия, углекислый газ и вода; в реакции соляной кислоты с карбонатом натрия образуется соль – хлорид натрия, углекислый газ и вода.

Таким образом, химические свойства органических кислот обусловлены в основном наличием в молекуле карбоксильной группы. Общие свойства органических и неорганических кислот проявляются в реакциях с основаниями, некоторыми активными металлами, основными и амфотэрными оксидами, солями более слабых кислот.

Вы уже знаете немало определений кислот как класса сложных веществ.

Кислотами называют сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка.

В свете теории электролитической диссоциации к кислотам относят электролиты, которые при диссоциации образуют катионы только одного типа — гидратированные ионы водорода.

Теория электролитической диссоциации объясняет кислотно-основные свойства водных растворов электролитов присутствием в них избытка ионов Н + (точнее, Н₃O + ) или ОН - :

В 1923 г. появилась протолитическая теория кислот и оснований Брёнстеда—Лоури, которая расширила представления о кислотах и основаниях, объяснила поведение веществ в водных и неводных (спиртовых, эфирных, аммиачных) растворах. Согласно этой теории,

кислоты — это молекулы или ионы, которые являются в данной реакции донорами катионов водорода Н + , т. е. отдают их.

основания — это молекулы или ионы, которые принимают катионы Н + , т. е. являются акцепторами Н + .

В реакции получения хлорида аммония хлороводород отдает катион водорода Носнования — это молекулы или ионы, которые принимают катионы Н + , т. е. являются акцепторами Н + . аммиаку, следовательно, хлороводород НСl ведет себя как кислота, a NH₃ — как основание.

Так как атом водорода состоит только из протона и электрона, то катион водорода Н + представляет собой протон, поэтому кислоту иногда называют донором протонов, а основание — акцептором протонов.

С точки зрения теории кислот и оснований Брёнстеда—Лоури распад электролита на ионы (1) и гидролиз по аниону (2) рассматривают как кислотно-основное взаимодействие электролитов и воды:

В реакции (1) Н₂O ведет себя как основание — присоединяет протон (Н + ) и образует ион оксония по донор-но-акцепторному механизму:

Ион оксония Н₃0 + и сам может играть роль кислоты — отдавать Н + и превращаться в молекулу воды.

Теперь, когда вы познакомились с более широким взглядом на природу кислотно-основных свойств химических соединений, сделаем обобщение сведений о классе кислот, рассмотрев классификацию и свойства неорганических и органических кислот (табл. 18).

Читайте также: