Учебник для 8 класса

ХИМИЯ

§ 21. Кислоты

С одним из представителей веществ этого класса вы уже познакомились, когда рассматривали летучие водородные соединения на примере хлороводорода НСl. Раствор его в воде и представляет собой соляную кислоту. Она имеет ту же формулу НСl. Аналогично при растворении в воде другого летучего водородного соединения — сероводорода H₂S — образуется раствор сероводородной кислоты с формулой H₂S.

Молекулы этих кислот состоят из двух элементов, т. е. они являются бинарными соединениями. Однако к классу кислот относят также и соединения, состоящие из большего числа химических элементов. Как правило, третьим элементом, входящим в состав кислоты, является кислород. Поэтому такие кислоты называют кислородсодержащими, в отличие от НСl и H₂S, которые называют бескислородными. Перечислим некоторые кислородсодержащие кислоты.

• Азотная кислота — HNO₃.
• Азотистая кислота — HNO₂.
• Серная кислота — H₂SO₄.
• Сернистая кислота — H₂SO₃.
• Угольная кислота — Н₂СO₃.
• Кремниевая кислота — H₂SiO₃.
• Фосфорная кислота — Н₃РO₄.

Обратите внимание, что все кислоты (и кислородсодержащие, и бескислородные) обязательно содержат водород, который в формуле записывают на первом месте. Всю остальную часть формулы называют кислотным остатком. Например, у НСl кислотным остатком является Сl, а у Н₃РO₄ кислотный остаток РO₄.

Как правило, кислотные остатки образуют элементы-неметаллы.

По формулам кислот можно определить степени окисления атомов химических элементов, образующих кислоты.

Для бинарных кислот это сделать просто. Так как у водорода степень окисления +1, то в соединении у хлора степень окисления -1, а в соединении у серы степень окисления -2.

Несложно будет рассчитать и степени окисления атомов элементов-неметаллов, образующих кислотные остатки кислородсодержащих кислот. Нужно только помнить, что суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна нулю, а степени окисления водорода +1 и кислорода -2. Тогда, например, по формуле серной кислоты можно составить уравнение:

(+1) • 2 + х + (-2) • 4 = 0,

где х — степень окисления серы, откуда х = +6. Отсюда формула серной кислоты с проставленными степенями окисления принимает вид .

Зная степень окисления элемента-неметалла, образующего кислотный остаток кислородсодержащей кислоты, можно определить, какой оксид ей соответствует.

Например, серной кислоте , в которой у серы степень окисления равна +6, соответствует оксид серы (VI) ; азотной кислоте , в которой у азота степень окисления равна +5, соответствует оксид азота (V) .

По формулам кислот можно также определить и общий заряд, который имеют кислотные остатки. Заряд кислотного остатка всегда отрицателен и равен числу атомов водорода в кислоте. Число атомов водорода в кислоте называют основностью. Для одноосновных кислот, содержащих один атом водорода, например НСl и HN0₃, заряды ионов кислотных остатков, которые они образуют в растворе, равны 1-, т. е. Сl^- и . Для двухосновных кислот, например H₂S0₄ и H₂S, заряды кислотных остатков равны 2-, т. е. . Кислотный остаток, например , имеет общий заряд 2- и представляет собой сложный ион, который образуется при растворении кислоты в воде.

Бинарные бескислородные кислоты НСl и H₂S образуют в водных растворах простые ионы Сl^- и S^2-, а кислородсодержащие кислоты образуют сложные ионы, например .

Для того чтобы различать степени окисления и заряды ионов, условились записывать знак «+» или «-» перед цифрой, указывающей величину заряда степени окисления (Степень окисления записывают над символом элемента): , но после цифры, указывающей величину заряда иона (Заряд иона записывают справа от символа химического элемента.): . И ещё: единичный заряд степени окисления обозначают цифрой +1 или -1, а единичный заряд иона — только знаками «+» или «-». Например, степень окисления , а заряд иона Сl^-.

Познакомимся с некоторыми из кислот.

В природе встречается много кислот: лимонная кислота в лимонах, яблочная кислота в яблоках, щавелевая кислота в листьях щавеля, муравьиная кислота в пчелином яде и жгучих волосках крапивы (рис. 62). Муравьи защищаются от врагов, разбрызгивая едкие капельки, содержащие муравьиную кислоту.

Рис. 62.
Кислоты в природе

При скисании виноградного сока получается уксусная кислота, а при скисании молока — молочная кислота (рис. 63). Она же образуется при квашении капусты и при силосовании кормов для скота. В быту часто применяют лимонную и уксусную кислоты. Употребляемый в пищу уксус — это раствор уксусной кислоты.

Рис. 63.
Кислоты в продуктах питания

Многие кислоты, например серная и соляная, нужны в народном хозяйстве в огромных количествах.

Серная кислота H₂SO₄ — бесцветная жидкость, вязкая, как масло, не имеющая запаха, почти вдвое тяжелее воды. Серная кислота поглощает влагу из воздуха и других газов. Это свойство серной кислоты используют для осушения некоторых газов.

При смешивании серной кислоты с водой выделяется большое количество теплоты. Если воду вливать в серную кислоту, то вода, не успев смешаться с кислотой, может закипеть и выбросить брызги серной кислоты на лицо и руки работающего. Чтобы этого не случилось, при растворении серной кислоты нужно вливать её тонкой струей в воду и перемешивать (рис. 64).

Рис. 64.
Разбавление концентрированной серной кислоты водой

Серная кислота обугливает древесину, кожу, ткани. Если в пробирку с серной кислотой опустить лучинку, то происходит химическая реакция — лучинка обугливается. Теперь понятно, как опасно попадание брызг серной кислоты на кожу человека и одежду.

Угольная и сернистая кислоты — Н₂СO₃ и H₂SO₃ — в свободном виде не существуют, так как они разлагаются на воду и соответствующий оксид (газ):

Растворы всех кислот кислые, но распознавать концентрированные кислоты на вкус не решится ни один химик — это опасно. Есть более эффективные и безопасные способы обнаружения кислот. Их так же, как и щёлочи, распознают с помощью индикаторов.

Добавим к растворам кислот по нескольку капель раствора лакмуса фиолетового цвета. Лакмус окрасится в красный цвет. Метиловый оранжевый при действии кислот изменяет оранжевый цвет на красно-розовый (см. табл. 4 в § 20). А вот кремниевую кислоту H₂SiO₃, поскольку она нерастворима в воде, так распознавать нельзя.

Кроме этих индикаторов химики используют множество других, в том числе и смеси различных индикаторов. Наиболее удобен универсальный индикатор, который представляет собой смесь индикаторов, нанесённую на специальные бумажные полоски. Изменение цвета при помещении такой полоски в испытуемый раствор сигнализирует не только о том, является ли среда раствора нейтральной, щелочной или кислотной, но также и о том, насколько значительны его кислотность или щёлочность, которые оцениваются по специальной шкале (рис. 65).

Рис. 65.
Шкала pH и окраска универсального индикатора в разных средах

Эта шкала нанесена на упаковку полосок универсальной индикаторной бумаги. Она называется шкалой pH (читается «пэ-аш»). Значение pH нейтральной среды, (например, дистиллированной воды) равно 7,0 (pH = 7,0). В кислотной среде pH меньше 7,0 и чем меньше эта величина, тем выше кислотность раствора. В щелочной среде pH больше 7,0, и чем больше эта величина, тем выше щёлочность раствора. Изменение цвета полоски, помещённой в испытуемый раствор, затем сравнивают со шкалой.

Лабораторный опыт № 10
Определение pH растворов кислоты, щёлочи и воды

Нанесите на полоску универсальной индикаторной бумаги с помощью пипетки или стеклянной палочки по капле выданных вам растворов кислот, щелочей, воды. Сравните изменение цвета со шкалой, определите среду растворов и значения их pH.

Лабораторный опыт № 11
Определение pH лимонного и яблочного соков на срезе плодов

Без проведения эксперимента мы знаем, что лимон кислее яблока. Тем не менее приложите полоски универсальной индикаторной бумаги к свежему срезу лимона и яблока и подтвердите эту аксиому количественно, т. е. укажите значения pH для сока лимона и яблока.

Ключевые слова и словосочетания

1. Кислоты кислородсодержащие и бескислородные.
2. Кислотные остатки и основность кислот.
3. Сложные и простые ионы.
4. Соляная, сероводородная, серная, сернистая, угольная, азотная, азотистая, фосфорная и кремниевая кислоты.
5. Непрочные кислоты: угольная и сернистая.
6. Нерастворимая кремниевая кислота.
7. Изменение окраски индикаторов в кислотной среде.
8. Универсальный индикатор.
9. Шкала pH.

Работа с компьютером

1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока — сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

1. Дайте характеристику фосфорной кислоты по плану: а) формула; б) наличие кислорода; в) основность; г) растворимость; д) степени окисления элементов, образующих кислоту; е) заряд иона, образуемого кислотным остатком; ж) соответствующий оксид.
2. Почему нельзя приливать воду в серную кислоту для её разбавления?
3. Составьте химические формулы кислот, соответствующих оксидам, формулы которых: N₂O₃, СO₂, Р₂O₅, SiO₂, SO₂. Дайте названия всех веществ.
4. Вычислите количество вещества, соответствующее: а) 490 г серной кислоты H₂SO₄; б) 9,8 г фосфорной кислоты Н₃РO₄.