кислоти

поняття про кислоти, їхній склад та назви

Кислоти — це складні речовини, які склада­ ються з атомів Гідрогену, що можуть заміщати­ ся атомами металічних елементів, та кислот­ них залишків.

Згідно із теорією кислот та основ Арреніуса, кислотам можна дати інше визначення, а саме:

кислоти — це складні речовини, які у водних роз­ чинах піддаються електролітичній дисоціації з утворенням йонів Гідрогену.

Найважливіші кислоти

класифікація кислот

За різними ознаками кислоти поділяють на різні групи. За вмістом атомів Оксигену кисло-

ти поділяють на оксигеновмісні та безоксигенові.

До оксигеновмісних кислот належать сульфатна H2SO4, нітратна HNO3 та ін. Оксигеновмісні кислоти є гідратами кислотних оксидів, тобто продуктами приєднання молекули води до молекули оксиду неметалічного елемента.

До безоксигенових кислот належать розчини деяких газів у воді. Наприклад, хлоридна кислота — це розчин газуватого хлороводню HCl у воді, фторидна — розчин фтороводню HF, сульфідна — розчин сірководню H2S тощо.

За числом атомів Гідрогену, здатних заміщатися на атоми металічного елемента (за основні­ стю кислоти), кислоти поділяють на одноосновні

(HCl, HNO3), двохосновні (H2S, H2SO4), трьохос-

новні (H3PO4) тощо.

Основність кислоти не завжди збігається із числом атомів Гідрогену в її молекулі. Ці випадки дуже поширені серед органічних кислот, таких як оцтова, лимонна, виноградна тощо. Приміром, оцтова кислота CH3COOH є одноосновною. Її молекули, хоча й містять по чотири атоми Гідрогену, але тільки один атом здатний заміщатися атомом металічного елемента. Серед неорганічних кислот також трапляються подібні випадки: фосфітна кислота H3PO3 — двохосновна, а фосфінова кислота H3PO2 — одноосновна.

За силою кислот, тобто за здатністю дисоціюватися на йони, кислоти поділяють на сильні, кислоти середньої сили та слабкі. До сильних кислот відносять кислоти, які в розчині з концентрацією 0,1 моль/л дисоціюють більш ніж на 30% (сульфатна, нітратна, хлоридна тощо). Слабкі кислоти в розчинах з такою ж концентрацією дисоціюють менше ніж на 3% (карбонатна, сульфідна, оцтова тощо). Якщо ступінь дисоціації кислоти в розчині перебуває в інтервалі 3—30%, то її відносять до кислот середньої сили (фторидна, нітритна тощо).

Фізичні властивості кислот

Кислоти — це речовини молекулярної будови. Це обумовлює їхні фізичні властивості: кислоти є рідинами або легкоплавкими твердими речовинами. Так, найпоширеніші кислоти — сульфатна H2SO4 та нітратна HNO3 — за звичайних умов рідини. Фосфатна H3PO4, боратна H3BO3, силікатна H2SiО3 — тверді речовини. Безоксигенові кислоти — фторидна HF, хлоридна HCl, бромідна HBr, йодидна HI, сульфідна H2S та ціанідна HCN — водні розчини газів, які мають ту саму формулу, що й кислота.

Сульфітна H2SO3 та карбонатна H2CO3 кислоти є водними розчинами сірчистого SO2 й вуглекислого CO2 газів. Більшість неорганічних кислот добре розчиняються у воді. З їхніми розчинами зазвичай і працюють у лабораторіях. Винятком є силікатна кислота H2SiО3 — вона у воді не розчиняється.

використання кислот

Кислоти є одними з найважливіших речовин упромисловості,інетількивхімічній.Найбільшу увагу приділяють сульфатній, нітратній, хлоридній та фосфатній кислотам. Їх добувають на хімічних заводах у величезних кількостях, особливо сульфатну. Незрідка про рівень промислового розвитку якої-небудь країни судять по тому, скільки сульфатної кислоти вона виробляє. І це тому, що сульфатну кислоту (як і інші кислоти) використовують майже у всіх галузях народного господарства. Без цих кислот неможливо виготовляти метали, тканини, папір, мінеральні добрива тощо. Величезні об’єми сульфатної кислоти витрачають для переробки нафти у звичайне пальне, а також при виробництві кольорових металів, мийних засобів, ліків та барвників, вибухових матеріалів.

Дуже багато кислот використовують і в харчовій промисловості. І не тільки як смакові приправи для створення кислого смаку. У більшості випадків кислоти (оцтова, лимонна, бензойна, винна, щавлева) використовують як консерванти — речовин, які сповільнюють псування харчових продуктів.

Майже в кожному будинку є оцет (розчин оцтової кислоти), щавлева й лимонна кислоти

для приготування їжі. У домашній аптечці завжди є аскорбінова кислота (вітамін С), ацетилсаліцилова кислота (аспірин) та боратна кислота (її розчин використовують для дезінфекції).

Безпека під час роботи з кислотами

Кислоти належать до їдких речовин. При потраплянні кислот на шкіру або слизові оболонки з’являються хімічні опіки, а при потраплянні концентрованої сульфатної кислоти — навіть обвуглювання шкіри. У разі потрапляння кислот на одяг з’являються дірки: відразу або після прання (залежно від кількості кислоти). Тому з кислотами, особливо з концентрованими, треба поводитися дуже обережно. Працювати з ними бажано в гумових рукавичках.

При розчиненні концентрованих кислот у воді виділяється велика кількість теплоти. Якщо наливати воду в склянку з концентрованою кислотою, то вода збирається на поверхні (густина концентрованих кислот більша) і під дією теплоти, що виділяється, може закипіти й почати розбризкуватися. Тому при розведенні концентрованих кислот слід обов’язково наливати тільки кислоту в склянку з водою, а не навпаки!

Основи

поняття про основи, їхній склад та назви

ються з атома металічного елемента та однієї або кількох гідроксигруп.

З точки зору теорії кислот та основ Арреніуса основам можна дати таке визначення: основи — це складні речовини, які у водних розчинах дисо­ ціюють з утворенням гідроксид­іонів OH—.

Гідроксигрупа одновалентна, тому число цих груп у складі основи дорівнює валентності металічного елемента. Назви гідроксидів складаються з двох слів: перше — назва металічного елемента, а друге слово «гідроксид». Якщо металічний елемент може виявляти кілька валентностей, то в назві також указують його валентність римськими цифрами в дужках. Наприклад:

I

NaOH — натрій гідроксид;

II

Ca(OH)2 — кальцій гідроксид;

III

Al(OH)3 — алюміній гідроксид;

IV

Ti(OH)4 — титан(IV) гідроксид.

Фізичні властивості та класифікація основ

На сьогодні відомі гідроксиди майже всіх металічних елементів. Властивості цих сполук значною мірою залежать від їхньої розчинності у воді, тому основи поділяють на дві групи — розчинні у воді, або луги, і нерозчинні у воді основи.

Луги — це тверді безбарвні речовини, без запаху, добре розчинні у воді, милкі на дотик. Розплави й розчини лугів проводять електричний струм. При розчиненні у воді лугів виділяється велика кількість теплоти, й розчин нагрівається. Тверді гідроксиди Натрію й Калію настільки гігроскопічні (поглинають газувату воду з повітря), що на повітрі розпливаються. На відміну від усіх лугів, кальцій гідроксид (гашене вапно) малорозчинний у воді. Його насичений розчин називають вапняною водою, а суспензію у воді — вапняним молоком.

Нерозчинні гідроксиди — тверді за звичайних умов речовини, без запаху, не проводять електричний струм, не притягаються магнітом і, звісно ж, не розчиняються у воді. Якщо нерозчинні гідроксиди добувають із розчинів, то вони випадають у вигляді драглистих осадів.

Гідроксиди Натрію та Калію при нагріванні плавляться й киплять без розкладання. Усі інші гідроксиди при нагріванні розкладаються на оксид металічного елемента та воду:

Ca(OH)2 t→CaO + H2O; 2Al(OH)3 t→ Al2O3 + 3H2O.

гідроксиди (основи)

виявлення основ

Так само, як і кислоти, луги можна виявити у водних розчинах за допомогою індикаторів. У присутності лугу лакмус набуває синього забарвлення, а метилоранж стає жовтим. Найкращим індикатором лугів є фенолфталеїн — у нейтральному середовищі (у чистій воді) та кислотному середовищі він безбарвний, а в присутності лугів набуває яскравого малинового кольору. Але нерозчинні гідроксиди забарвлення індикаторів не змінюють.

Забарвлення деяких індикаторів у кислотному, нейтральному та лужному

середовищах

використання основ

На практиці здебільшого використовують тільки луги, у першу чергу натрій гідроксид та кальцій гідроксид. Кальцій гідроксид має технічну назву «гашене вапно». Його використовують в основному в будівництві для виготовлення різних будівельних сумішей: штукатурки, шпаклівки тощо. Вапняним молоком (суспензією кальцій гідроксида у воді) навесні підбілюють низ стовбурів дерев, щоб застерегти від мурах. Також кальцій гідроксид використовують у цукровій промисловості, для виготовлення зубних паст. Натрій гідроксид використовують при виробництві мила, ліків, у шкіряній промисловості, для очищення нафти тощо.

Безпека під час роботи з основами

Луги є їдкими речовинами: вони роз’їдають шкіру, дерево, папір, можуть бути причиною серйозних опіків шкіри та слизових оболонок. Недарма натрій гідроксид називають їдким натром, а калій гідроксид — їдким калі. Вовняна тканина, занурена в концентрований розчин натрій гідроксиду, набухає й перетворюється

в драглеподібну масу. Якщо розчин лугу, котрий потрапив на руку, не змити водою, шкіру починає щипати, і незабаром утворюється виразка. Працюючи з лугами, слід одягати захисні окуляри, оскільки потрапляння лугів у очі є вкрай небезпечним. Якщо луг випадково потрапив на шкіру, його треба негайно змити великою кількістю проточної води, а потім, у разі потреби, протерти ушкоджену ділянку шкіри слабким розчином боратної або оцтової кислоти.

солі

поняття про солі, їхній склад та назви

Солі можна розглядати як продукти заміщення атомів Гідрогену в кислоті на атоми металічних елементів. Кухонну сіль, наприклад, можна добути з хлоридної кислоти за допомогою реакції заміщення.

Солі — складні речовини, які складаються з йонів металічних елементів та кислотних за­ лишків.

Йони металічних елементів та кислотних залишків зв’язані один з одним відповідно до їхніх валентностей.

Назви солей складаються із двох слів: перше слово — назва металічного елемента (у називному відмінку), друге — назва кислотного залишку. Наприклад, цинк сульфід, натрій нітрат. Якщо металічний елемент виявляє змінну валентність, то її обов’язково вказують у назві солі: купрум(ІІ) нітрат, ферум(ІІ) сульфат.

Формули солей складають аналогічно до формул оксидів, зрівнюючи число одиниць валентності металічного елемента та кислотного залишку. Деякі солі, які широко використовують у побуті, окрім офіційних, мають ще й традиційні назви. Наприклад, натрій хлорид NaCl називають кухонною (кам’яною) сіллю, натрій карбонат Na2CO3 — це сода, калій карбонат K2CO3 — поташ.

Фізичні властивості солей

Солі мають немолекулярну будову, тому всі солі — за звичайних умов тверді кристалічні речовини з високими температурами плавлення. Багато солей добре розчинні у воді, але багато з них практично не розчиняються.

Солі можуть мати різний колір. Багато солей є безбарвними речовинами, але деякі мають характерний колір. Наприклад, ферум(II) сульфат має зелений колір, ферум(ІІІ) хлорид — темночервоний, а калій хромат — яскраво-жовтий.

поширеність солей у природі та їх використання

У природі трапляється багато різних солей. Вони утворюють різні ґрунти, породи, мінерали. Більшість солей — це силікати. Чимало солей утворюють цінні руди, з яких добувають чисті метали — цинк сульфід ZnS, плюмбум(ІІ) сульфід PbS, арсен(ІІІ) сульфід.

Натрій хлорид незамінний для приготуванні їжі. Окрім того, він є важливою сировиною в хімічній промисловості для добування хлору, хлоридної кислоти, натрій гідроксиду та соди. У природі

він знаходиться у вигляді мінералу галіту, а також у великій кількості міститься у воді морів та океанів і солоних озер.

НатрійкарбонатNa2CO3, більшвідомийяксода, у природі трапляється у вигляді кристалогідрату Na2CO3 10H2O (кристалічної соди), з неї добувають безводну сіль — кальциновану соду. Сода є ефективним засобом для миття та чищення посуду, прання білизни.

Калій карбонат K2CO3 (поташ) також використовують для прання, оскільки наявність його в розчині обумовлює в ньому лужне середовище, що полегшує прання.

Натрій сульфат Na2SO4 10H2O (глауберова сіль, або мірабіліт) — це реактив для лабораторної практики, його також використовують при виготовленні скла.

Калій перманганат KMnО4, у побуті відомий як марганцівка, є цінною речовиною, яку використовують як засіб для дезінфекції, а також для промивання шлунка при отруєннях. Калій перманганат є важливим реактивом у лабораторній практиці.

Широко використовуються також солі нітратної кислоти — нітрати (у промисловості їх іще називають селітрами). Нітрати Калію, Натрію та Кальцію входять до складу пороху й інших піротехнічних сумішей, їх використовують для добування кисню в лабораторії. У сільському господарстві широко використовують нітратні добрива. Аргентум нітрат AgNO3 (ляпіс) здавна використовують для виготовлення дзеркал.

Дуже поширені в природі солі Кальцію. Вони трапляються у вигляді багатьох порід та мінералів. Кальцій сульфат у вигляді кристалогідрату з двома молекулами води — це мінерал гіпс (CaSO4 2H2O). Випалений гіпс використовують

убудівництві для приготування різних сумішей та в медицині для фіксації переломів.

Найпоширеніша сіль Кальцію — це карбонат. Кальцій карбонат утворює вапняк, крейду, а також мінерали кальцит і мармур. Окрім того, кальцій карбонат входить до складу оболонки яєць (шкаралупа), раковин багатьох молюсків тощо. Вапняк використовують у будівництві.

Урезультаті прожарювання вапняку добувають вапно. Крейдою пишуть по твердих поверхнях, її використовують для побілки стін, додають

узубну пасту, а також використовують (разом із содою та піском) для виготовлення скла.

Найпоширенішими солями Купруму є мід-

ний купорос CuSO4 5H2O, а також малахіт (CuOH)2 CO3 . Мідний купорос використовують

усільському господарстві для боротьби з хворо-

бами рослин, а з малахіту (коштовного мінералу) виготовляють ювелірні вироби.