Кислота для чего используется

Применение кислот в быту и промышленности

Кислоты – это химические вещества, которые вступают в реакцию с различными реагентами. Благодаря этому свойству кислоты находят широкое применение, как в быту, так и в различных видах производства. Кислоты могут отличаться по летучести, растворимости в воде и устойчивости.

Разные виды кислот находят применение в разных сферах промышленности и быта. Все зависит от индивидуальных свойств определенного вещества.

Борная кислота.

Это вещество в жидком виде можно приобрести в аптеке. Она обладает антисептическими свойствами. Часто эту кислоту используют при приготовлении смеси для борьбы с насекомыми и другими вредителями.

Раствор борной кислоты часто используют в медицине и производстве. В промышленности чаще всего встречается техническая борная кислота.

Азотная кислота.

Этот вид химической продукции используется для различных целей. В бытовых условиях этой кислотой проводят травление металлических поверхностей, таких как ножи, платы и т.д.

Азотная кислота также используется для производства азотистых удобрений. В фармакологии это вещество применяют для производства лекарственных препаратов. Ювелирная промышленность использует эту кислоту для обработки металлов и проведения определенных процессов.

Серная кислота.

Ее можно встретить в любой производственной лаборатории. Это вещество помогает синтезировать определенный элемент, который связан с другими в растворе. Серная кислота также применяется для производства взрывчатых смесей.

Моющие средства специального назначения часто содержат в своем составе серную кислоту. Перед нанесением на металл гальванического покрытия, поверхность обрабатывают серной кислотой. Это позволяет удалить все виды загрязнений, в том числе ржавчину и оксиды.

Муравьиная кислота.

Этот вид химических элементов очень распространен в сельскохозяйственном производстве. Муравьиная кислота замедляет процесс гниения и используется как консервант в кормах, которые закладываются на хранение.

Пчеловоды используют эту кислоту для обработки ульев. Это позволяет избавиться от вредителей. Также муравьиная кислота применяется в медицине и ее можно приобрести в аптеке.

Соляная кислота.

Советы в статье «Как выбрать репетитора по русскому языку» здесь.

Этот вид кислот используется в медицине для лечения болезней желудка. Соляная кислота входит в состав желудочного сока. При пониженной кислотности пациенту назначают раствор соляной кислоты.

Источник

Кислоты

Содержание

Определение кислоты

История развития представлений о кислотах

Кислоты как класс химических соединений, обладающих рядом близких свойств, известны с древнейших времён.

В 1778 году французский химик Антуан Лавуазье предположил, что кислотные свойства обусловлены наличием в их составе кислорода. Эта гипотеза оказалась несостоятельной, так как многие кислоты не имеют в своём составе кислорода, в то время как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств. Тем не менее, именно эта гипотеза дала название кислороду как химическому элементу. В 1833 году немецкий химик Юстус Либих определил кислоту как водородсодержащее соединение, в котором водород может быть замещён на металл.

Согласно сольвентной теории Франклина, созданной в 1924 году, кислотой называлось вещество, при растворении увеличивавшее число тех же катионов, которые образуются при диссоциации растворителя. Данная теория сыграла важную роль в исследовании неводных растворов кислот. Химическая теория кислот и оснований формировалась в работах А. Ганча (1917—1927). По Ганчу, кислотами называются соединения водорода, в которых последний может быть замещён на металл или неметаллический радикал с образованием соли.

В 1923 году появились теории кислот и оснований Брёнстеда — Лоури и Льюиса, широко применяемые в настоящее время.

Кислота в теории Брёнстеда — Лоури

Кислота в теории Льюиса

Ключевым свойством, определяющим способность взаимодействия кислоты Льюиса с основанием Льюиса, является энергетическое соответствие между низшей свободной молекулярной орбиталью, принимающей электронную пару, и высшей занятой молекулярной орбиталью, с которой эта электронная пара уходит. Эта способность была учтена в рамках принципа жёстких и мягких кислот и оснований Пирсона (принцип ЖМКО). Данный принцип устанавливает, что наиболее склонны взаимодействовать мягкие кислоты с мягкими основаниями и жёсткие кислоты с жёсткими основаниями. При этом под жёсткими кислотами понимаются кислоты Льюиса, обладающие большим положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Напротив, мягкие кислоты обладают малым положительным зарядом, низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью. Поскольку данные свойства изменяются плавно, ряд кислот Льюиса занимает промежуточное положение между жёсткими и мягкими. Принцип ЖМКО не имеет количественного критерия оценки силы кислот, поэтому он не может быть применён для аналитических расчётов.

Кислота в общей теории Усановича

В 1939 году М. И. Усанович сформулировал общую теорию кислот и оснований, согласно которой кислотой является частица, которая может отдавать катионы, в том числе протон, или присоединять анионы, в том числе электрон. Таким образом, понятие кислоты, по Усановичу, включает как кислоты Брёнстеда, так и кислоты Льюиса, а также окислители. Кроме того, само понятие кислотности, как и основности, в общей теории Усановича рассматривается не как функция вещества как такового, а как роль, которую оно играет в зависимости от партнёра по реакции.

Классификация кислот

Кроме подразделения на кислоты Льюиса и кислоты Брёнстеда, последние принято классифицировать по различным формальным признакам:

Номенклатура кислот

Номенклатура неорганических кислот

Названия кислородсодержащих кислот состоят из двух частей: собственного названия кислоты, выраженного прилагательным, и группового слова кислота (серная кислота, фосфорная кислота). Собственное название кислоты образуется от русского названия кислотообразующего элемента путём добавления различных суффиксов:

Если кислотообразующий элемент в двух кислотах находится в одной и той же степени окисления, но кислоты отличаются по «содержанию воды», то для кислоты с меньшим содержанием кислорода к названию добавляют приставку мета-, а для кислоты с большим содержанием кислорода — приставку орто-, например, метафосфорная кислота HPO₃ и ортофосфорная кислота H₃PO₄.

Кислородсодержащие кислоты с несколькими кислотообразующими элементами называются изополикислотами. Их обычно называют традиционными названиями (дифосфорная кислота H₄P₂O₇, дисерная кислота H₂S₂O₇).

Кислоты, в которых атомы кислорода заменены на атомы серы, называются тиокислотами и имеют соответствующую приставку тио- (тиофосфорная кислота H₃PO₃S). Если гидроксильные группы кислоты или атомы кислорода замещены на атомы галогенов или аминогруппу, то к названию также добавляется соответствующая приставка (амидофосфорная кислота H₂PO₃NH₂), а замещённые серные кислоты по традиции называют сульфоновыми (хлорсульфоновая кислота ClSO₃H).

В систематических названиях кислот к корню латинского названия кислотообразующего элемента добавляют суффикс -ат, а названия остальных элементов или их групп в анионе обозначаются приставками. В скобках указывают степень окисления кислотообразующего элемента, если она имеет целочисленное значение. В противном случае в название включают и число атомов водорода: HClO₄ — тетраоксохлорат(VII) водорода (хлорная кислота), HAuCl₄ — тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота), H[Sb(OH)₆] — гексагидроксостибат(V) водорода и т. д.

Номенклатура органических кислот

Традиционно для простейших карбоновых кислот наиболее распространены тривиальные названия, некоторые из которых образовались ещё в XVII веке (уксусная кислота, масляная кислота, адипиновая кислота, фталевая кислота). Высшие карбоновые кислоты с чётным числом атомов углерода также имеют тривиальные названия, которые, однако, так сходны, что их употребление может вызывать путаницу (каприловая кислота, каприновая кислота).

Систематические названия карбоновых кислот образуются путём добавления окончания -овая кислота к названию соответствующего кислоте алкана (гексановая кислота, пентакозановая кислота). В случае дикарбоновых кислот используется окончание -диовая кислота (декандиовая кислота). Иногда название более удобно образовывать при помощи окончания -карбоновая кислота, которое означает замену одного атома водорода в соединении на карбоксильную группу. Такой подход применяется в тех случаях, когда карбоксильная группа присоединена к циклической системе (циклопропанкарбоновая кислота).

Если в карбоновой кислоте содержится пероксидный мостик, то к названию таких кислот добавляются приставки перокси-, пер- или над- (надуксусная кислота, пероксибензойная кислота).

Для обозначения серосодержащих органических кислот используют окончания -сульфоновая кислота (RSO₃H), -сульфиновая кислота (RSO₂H), -сульфеновая кислота (RSOH), аналогичным образом добавляя их к названию родоначального алкана RH.

Диссоциация и сила кислот

Количественное описание силы кислот

Теория кислот и оснований Брёнстеда, рассматривающая кислоту, как частицу, способную отдавать протон, даёт возможность количественно оценить эту способность кислоты — её силу. Сила кислот описывается при помощи константы равновесия реакции диссоциации кислоты в водном растворе, называемой также константой кислотности K_a. Чем больше значение K_a, тем больше способность кислоты отдавать протон и тем выше её сила. Также константа кислотности выражается в виде более удобной величины pK_a — отрицательного логарифма величины K_a. Например, уравнение диссоциации и константу кислотности плавиковой кислоты можно записать следующим образом:

Кислоты принято условно подразделять по их силе на очень сильные ( pK_a ), сильные ( 0 ), средней силы ( 4,5 ), слабые ( 9 ), очень слабые ( pK_a > 14 ).

Для приблизительной оценки силы кислот применяют эмпирические правила Полинга. Так, для неорганических кислородсодержащих кислот вида H_nXO_m известно эмпирическое правило, по которому значение первой константы связано со значением (m — n). Если A=(m — n) = 0, то кислота очень слабая, при 1 — слабая, при 2 — сильная, и, наконец, при 3 кислота очень сильная. Кроме того, если такую кислоту записать в виде (HO)_aXO_b, выделив отдельно атомы кислорода, входящие в состав гидроксильных групп (заметим, что b=m-n), то величину константы диссоциации по первой ступени можно оценить по уравнению:

pK_B = a1 = 8 − 5b = 8 − 5A, то есть величина первой константы диссоциации определяется, в основном, числом негидроксильных атомов кислорода b. Эту зависимость связывают с отрицательным индуктивным влиянием этих атомов кислорода на связи O-H, за счёт которого облегчается отщепление протона от молекулы кислоты.

Другой характеристикой силы кислоты может служить степень диссоциации α — отношение количества диссоциированных на ионы молекул кислоты к их исходному количеству в растворе. Степень диссоциации выражается в процентах либо в виде безразмерной величины от 0 до 1:

Влияние растворителя

Нивелирование и дифференцирование кислот

Кислоты с pK_a от 0 до 14 в воде диссоциированы не полностью: их кислотные свойства в растворе зависят от значения pK_a. Например, монохлоруксусная и дихлоруксусная кислоты с pK_a 2,86 и 1,26 соответственно сильно отличаются по степени диссоциации (в 0,1 М растворе первая диссоциирует на 11 %, а вторая — на 52 %). В этом случае говорят о дифференцирующем эффекте растворителя. Интервал pK_a, в котором кислоты дифференцированы по силе, равен показателю константы автопротолиза растворителя. Для разных растворителей этот интервал различен (14 для воды, 19 для этанола, 33 для аммиака и т. д.), соответственно, и набор дифференцированных и нивелированных кислот для них разный.

Если растворитель обладает основными свойствами, то в нём все кислоты становятся более сильными и большее число кислот нивелируется по силе (например, в аммиаке уксусная кислота диссоциирует нацело, хотя в водных растворах она имеет среднюю силу). Напротив, если основные свойства растворителя понижаются, то сильные кислоты могут стать слабыми, а число нивелированных кислот понижается. Например, уксусная кислота служит нивелирующим растворителем для хлорной кислоты HClO₄, диссоциирующей в ней нацело, и хлороводородной кислоты HCl и серной кислоты H₂SO₄, являющихся в уксусной кислоте слабыми.

Влияние диэлектрической проницаемости

Следовательно, переход от растворителя с высокой диэлектрической проницаемостью (более полярных) к растворителям с меньшей диэлектрической проницаемостью (менее полярным) должен сильно уменьшать силу нейтральных кислот и сравнительно мало влиять на заряженные кислоты. Так, в воде фенол в 5 раз сильнее иона триэтиламмония, однако, в метаноле фенол в 2500 раз слабее этого иона.

Влияние специфической сольватации анионов

Растворитель может сильно увеличивать кислотность веществ, специфически стабилизируя анионы, образующиеся в результате диссоциации.

Влияние строения кислот на их силу

Существует несколько факторов, которые определяют относительную силу органических и неорганических кислот и которые связаны со строением той или иной кислоты. Часто несколько факторов действуют одновременно, поэтому трудно предсказать их суммарное влияние. Среди наиболее значимых можно выделить следующие факторы.

Функция кислотности Гаммета и суперкислоты

Количественную оценку кислотно-основных свойств очень сильных или концентрированных кислот невозможно провести с использованием шкалы pH, поскольку для водных растворов эта шкала ограничена снизу значением pH = 0, которому соответствует 5%-ый раствор серной кислоты H₂SO₄. В то же время такая необходимость возникает. Для решения данной задачи в 1932 году Л. Гамметом и А. Дейрупом была предложена функция кислотности Гаммета H₀. Их подход заключался в изучении кислотно-основного равновесия очень сильных кислот в присутствии менее сильного основания, чем вода, и измерении соотношения концентраций протонированной и непротонированной форм этого основания методом электронной спектроскопии. Это дало возможность продлить шкалу кислотности в отрицательную области, благодаря чему стала возможной оценка кислотности концентрированных растворов неорганических кислот.

Введённая Гамметом шкала кислотности широко применяется для оценки силы суперкислот — сред с кислотностью выше, чем кислотность 100%-ой серной кислоты, функция кислотности Гаммета для которой составляет H₀ = −12. Среди индивидуальных неорганических соединений сильными кислотами являются хлорная кислота HClO₄ (H₀ = −13), хлорсульфоновая кислота ClSO₃H (H₀ = −13,8) и фторсульфоновая кислота FSO₃H (H₀ = −15,1). Самой сильной из известных органических кислот является трифторметансульфокислота CF₃SO₃H (H₀ = −14,1).

К суперкислотам относятся также смеси кислот Брёнстеда и кислот Льюиса, например, смесь HF и фторида сурьмы(V) SbF₅ в разных соотношениях (H₀ Химические свойства кислот

Получение кислот

Нелетучая серная кислота при нагревании способна вытеснять летучие кислоты из их солей

Источник

Кислоты — классификация, свойства, получение и применение.

Кислотам дали такое название не просто так. Большинство из них имеют кислый вкус. С некоторыми из них знаком каждый из вас. Это, например, уксусная кислота, которая есть в каждом доме, аскорбиновая кислота (она же витамин C), лимонная кислота и т.д. Но не стоит все кислоты пробовать на вкус. Кислоты являются очень едкими веществами. Даже всем нам привычная и известная аскорбиновая кислота в большой концентрации будет вредна нашему организму. А от более сильных кислот — серной, соляной и даже уксусной — можно получить очень сильные ожоги, вплоть до летального исхода. Поэтому при работе с кислотами нужно быть осторожными, а также соблюдать технику безопасности.

Таблица названий некоторых кислот и их солей

Классификация кислот

Понятие «одноосновная кислота» произошло по причине того, что для нейтрализации одной молекулы одноосновной кислоты нам понадобится одна молекула основания. для двухосновной — соответственно две молекулы и т. д.

Свойства кислот

Изменение цвета индикаторов в кислой среде

Химические свойства кислот

H₂SO₄ + 2Na → Na₂SO₄ + H₂↑

Металлы, находящиеся в ряду активности после водорода, не вступают в реакцию с кислотой (кроме концентрированной серной кислоты).

Азотная и концентрированная серная кислоты проявляют свойства окислителей, и продукты реакций будут зависеть от концентрации, температуры и природы восстановителя.

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

H₂SO₄ + K₂CO₃ → K₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

3H₂SO₄ + 2K₃PO₄ → 3K₂SO₄ + H₃PO₄

Получение кислот

H₂O + SO₃ →H₂SO₄

H₂ + Cl₂ → 2HCl

3H₂SO₄ + 2K₃PO₄ → 3K₂SO₄ + H₃PO₄

Применение кислот

В настоящее время, минеральные и органические кислоты находят множество сфер применения.

Серная кислота (H₂SO₄), находит широкое применение в химической технологии, для производства лакокрасочных материалов, производстве минеральных удобрений, в пищевой промышленности (пищевая добавка Е513), в качестве электролита в производстве аккумуляторных батарей.

Раствор двухромовокислого калия в серной кислоте (хромовая смесь) используются в лабораториях для мытья химической посуды. Являясь сильным окислителем, хромка позволяет отмывать посуду от следов загрязнений органическими веществами. Так же, хромовая смесь используется в органическом синтезе.

Борная кислота (H₃BO₃) используется в медицине как антисептик, в качестве флюса при пайке металлов, как борсодержащее удобрение, в домашнем хозяйстве используется как средство от тараканов.

Широко известны в домашнем использовании при выпечке уксусная и лимонная кислоты. Также в быту их используют для удаления накипи.

Знакомая всем с детства аскорбиновая кислота, более известная в народе как витамин С, применяется при лечении простудных заболеваний.

Азотная кислота (HNO₃) находит применение при производстве взрывчатых веществ, при производстве минеральных азотсодержащих удобрений (аммиачная, калиевая селитра), в производстве лекарственных средств (нитроглицерин).

Источник