Кислоты: известные и неизвестные

АДМИНИСТРАЦИЯ ГОРОДА НИЖНЕГО НОВГОРОДА

Департамент образования

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение

« Школа № 29»

Проект

«Мир кислот»

Научный руководитель:

Зимнович Н. В.,

учитель химии

Содержание

Введение

Глава 1. Определения и состав кислот

Глава 2. История развития представлений о кислотах

Глава 3. Классификация

Глава 4. Физические свойства

4.1 Агрегатное состояние

4.2 Цвет

4.3 Запах

4.4 Растворимость в воде

Глава 5. Химические свойства

5.1 Действие на индикаторы

5.2 Взаимодействие с основаниями

5.3 Взаимодействие с основными оксидами

5.4 Взаимодействие с металлами

5.5 Взаимодействие с солями

Глава 6. Получение

Глава 7. Применение и значение

Глава 8. Краткие характеристики важнейших кислот

Глава 9. Лабораторные опыты

Заключение

Источники

Приложения

Введение

Актуальность

В любые времена человека интересовал вопрос о том, из чего состоит окружающий его мир. А с каким классом веществ мы чаще всего сталкиваемся на протяжении всей жизни? Все основные реакции, происходящие в организме человека и других живых существ, связаны с кислотами. Именно кислоты являются важнейшими продуктами химической промышленности, а также необходимыми элементами большинства химических реакций, производимых для получения сырья и для дальнейшей его обработки. Поэтому я считаю тему «Мир кислот» актуальной для подробного исследования, как в наше время, так и в недалеком будущем, сулящим нам множество открытий в данной области.

Цель проекта : Изучить кислоты как класс химических соединений, известных с древнейших времён и обладающих рядом близких свойств.

Задачи:

1. Изучить историю открытия кислот;

2. Познакомиться с классом кислот;

3. Изучить свойства, получение и применение кислот;

4. Выявить продукты питания, содержащие кислоты, определить их наличие.

Глава 1. Определения и состав кислот

Все кислоты, независимо от их происхождения, объединяет общее свойство – они содержат реакционноспособные атомы водорода. В связи с этим кислотам можно дать следующее определение:

Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.

Существует также более сложное определение кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации:

Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы только одного типа – гидратированные ионы водорода.

Глава 2. 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.

Первую попытку создать общую теорию кислот и оснований предпринял шведский физико-химик Сванте Аррениус. В его теории, сформулированной в 1887 году, кислота определялась как соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием ионов водорода H⁺.

Глава 3. Классификация

Кислоты классифицируют по таким признакам:

• По наличию или отсутствию кислорода в молекуле

• По числу атомов водорода

• По силе

• По устойчивости

• По принадлежности к классам химических соединений

• По летучести

• По растворимости в воде

По первому признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные

Классификация кислот по составу.

Кислородсодержащие кислоты

• H₂SO₄ серная кислота

• H₂SO₃ сернистая кислота

• HNO₃ азотная кислота

• H₃PO₄ фосфорная кислота

• H₂CO₃ угольная кислота

• H₂SiO₃ кремниевая кислота

Таблица кислород содержащих кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов

Бескислородные кислоты

• HF фтороводородная кислота

• HCl хлороводородная кислота (соляная кислота)

• HBr бромоводородная кислота

• HI йодоводородная кислота

• H2S сероводородная кислота

Таблица бескислородных кислот и кислотных остатков

По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, все кислоты делятся на одноосновные (с одним атомом водорода), двухосновные (с двумя атомами водорода) и трехосновные (с тремя атомами водорода).

Классификация кислот по числу атомов водорода.

Одноосновные:

1. HNO₃ азотная

2. HF фтороводородная

3. HCl хлороводородная

4. HBr бромоводородная

5. HI иодоводородная

Двухосновные:

1. H₂SO₄ серная

2. H₂SO₃ сернистая

3. H₂S сероводородная

4. H₂CO₃ угольная

5. H₂SiO₃ кремниевая

Трехосновные:

1. H₃PO₄ фосфорная

2. H₃BO₃ борная

Термин "одноосновная кислота" возник потому, что для нейтрализации одной молекулы такой кислоты требуется "одно основание", т.е. одна молекула какого-либо простейшего основания типа NaOH или KOH:

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O

HCl + KOH = KCl + H₂O

Двухосновная кислота требует для своей нейтрализации уже "два основания", а трехосновная – "три основания":

H₂SO₄ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + 2 H₂O

H₃PO₄ + 3 NaOH = Na₃PO₄ + 3 H₂O

Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.

Сильные кислоты:

• HI иодоводородная

• HBr бромоводородная

• HCl хлороводородная

• H₂SO₄ серная

• HNO₃ азотная

Слабые кислоты:

• HF фтороводородная

• H₃PO₄ фосфорная

• H₂SO₃ сернистая

• H₂S сероводородная

• H₂CO₃ угольная

• H₂SiO₃ кремниевая

По принадлежности к классам химических соединений

• Неорганические (HBr)

• Органические (HCOOH,CH₃COOH)

По летучести

• Летучие (HNO₃,H₂S, HCl)

• Нелетучие (H₂SO₄)

По растворимости в воде

• Растворимые (H₂SO₄)

• Нерастворимые (H₂SiO₃)

Глава 4. Физические свойства

Агрегатное состояние

При нормальных условиях (при температуре 0°C) кислоты могут быть как твёрдыми веществами, так и жидкостями.

Твёрдым веществом является ортофосфорная H3PO4, кремниевая H2SiO3, уксусная CH3COOH, борная H3BO3 и также лимонная кислота.

В жидком агрегатном состоянии находится серная H2SO4 и азотная кислота HNO3.

Некоторые кислоты вообще не существуют в чистом виде, а представляют собой водные растворы.

Например, при растворении в воде соответствующих газов, образуется плавиковая HF, соляная HCl, бромоводородная HBr, иодоводородная HI и сероводородная кислота H2S. В виде разбавленных водных растворов существует сернистая кислота H2SO3.

Цвет

Водные растворы кислот, как правило, являются бесцветными.

Запах

Некоторые кислоты являются летучими и в концентрированном виде имеют резкий запах.

Например, резкий характерный запах имеет концентрированная азотная и концентрированная соляная кислота. Наверное, ни с чем другим невозможно перепутать характерный запах уксусной кислоты.

Сероводородная кислота H₂S имеет специфический «аромат» сероводорода, напоминающий запах тухлых яиц.

Растворимость кислот в воде

В подавляющем большинстве, кислоты хорошо растворяются в воде. Практически нерастворимой является кремниевая кислота H₂SiO₃. Плохо растворяется в воде борная кислота H₃BO₃.

Глава 5. Химические свойства

Действие кислот на индикаторы

Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет.

Взаимодействие кислот с основаниями

Эта реакция, как вы уже знаете, называется реакцией нейтрализации, так как кислота и щелочь в растворе обмениваются своими составными частями и взаимно нейтрализуют друг друга. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Кислота содержат атомы водорода Н, а щелочь – гидроксильные группы ОН, которые объединяются в нейтральную молекулу воды.

Например:

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH:

H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O

Взаимодействие кислот с основными оксидами

Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

Кислота оксид соль вода

2 HCl + CaO = CaCl₂ + H₂O

2 H₃PO₄ + Fe₂O₃ = 2 FePO₄ + 3 H₂O

Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и воду. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации.

Например, фосфорную кислоту используют для очистки железа от ржавчины (оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности металла его оксид, с самим железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую соль FePO4, которую смывают водой вместе с остатками кислоты.

Взаимодействие кислот с металлами

Взаимодействие кислот с металлами. Для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда).

Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, медь, ртуть и некоторые другие металлы с выделением водорода с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов. Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с активным металлом. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H⁺.

Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).

С другой стороны, такие сильные кислоты как серная или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами из левой части таблицы

В связи с этим существует еще одна классификация кислот – по силе.

Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель – азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N+5, а не H+, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа. Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты, в молекуле которой сера S+6 также выступает в роли главного окислителя. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например:

Cu + 4 HNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

3 Cu + 8 HNO₃(разб.) = 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

8 K + 5 H₂SO₄(конц.) = 4 K₂SO₄ + H₂S + 4 H₂O

3 Zn + 4 H₂SO₄ (конц.) = 3 ZnSO₄ + S + 4 H₂O

Некоторые кислоты являются окислителями за счет элемента, образующего кислотный остаток, К ним относятся концентрированная серная, а также азотная кислота любой концентрации. Такие кислоты называют кислотами-окислителями. Анионы данных кислот содержат атомы серы и азота в высших степенях окисления.

Взаимодействие серной кислоты с металлами

Разбавленная и концентрированная серные кислоты ведут себя по-разному. Разбавленная серная кислота ведет себя, как обычная кислота.  Активные металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода (Li, К, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au) вытесняют водород из разбавленной серной кислоты. Мы видим пузырьки водорода при добавлении разбавленной серной кислоты в пробирку с цинком.

H₂SO₄ + Zn = Zn SO₄ + H₂ ↑

Медь стоит в ряду напряжений после водорода – поэтому разбавленная серная кислота не действует на медь. А с концентрированной серной кислотой цинк и медь ведут себя таким образом…

Цинк, как активный металл, может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу, и даже сероводород.

2H₂SO₄ + Zn = SO₂↑ +ZnSO₄ + 2H₂O

Медь - менее активный металл. При взаимодействии с концентрированно серной кислотой восстанавливает ее до сернистого газа.

2H₂SO₄ (конц.) + Cu = SO₂↑ + CuSO₄ + 2H₂O

В пробирках с концентрированной серной кислотой выделяется сернистый газ.

Следует иметь в виду, что на схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот.

На основании приведенных схем составим уравнения конкретных реакций — взаимодействия меди и магния с концентрированной серной кислотой: 
0            +6          +2          +4 
Сu + 2Н₂SO₄ = СuSO₄ + SO₂ + 2Н₂O 
           конц. 
   0            +6          +2                -2 
4Мg + 5Н₂SO₄ = 4МgSO₄ + Н₂S + 4Н₂O 
              конц.

Некоторые металлы (Fe, АI, Сr) не взаимодействуют с концентрированной серной и азотной кислотами при обычной температуре, так как происходит пассивации металла. Это явление связано с образованием на поверхности металла тонкой, но очень плотной оксидной пленки, которая и защищает металл. По этой причине азотную и концентрированную серную кислоты транспортируют в железных емкостях. 

Соляная кислота пассивирует свинец (Pb). Пассивация свинца обусловлена образованием на его поверхности трудно растворимого в воде хлорида свинца (II), который защищает металл от дальнейшего воздействия кислоты:

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2↑

Взаимодействие кислот с солями

Кислоты взаимодействуют с солями слабых, летучих кислот - если образуется соль, выпадающая в осадок или выделяется газ:

2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = Na2SO4 + 2HCl­↑ ( реакция обмена)

Сила кислот убывает в ряду:

HI HClO4 HBr HCl H2SO4 HNO3 HMnO4 H2SO3 H3PO4 HF HNO2 H2CO3 H2S H2SiO3

Каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую.

Некоторые кислородсодержащие кислоты при нагревании разлагаются, в результате чего получается кислотный оксид и вода.

Неустойчивые кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду:

H2CO3 ↔ H2O + CO2↑

H2SO3 ↔ H2O + SO2↑

Примеры реакций взаимодействия кислот с солями:

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑

При соединении раствора хлорида бария с серной кислотой образуется нерастворимая соль - сульфат бария.

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl

Мрамор (карбонат кальция) взаимодействует с соляной кислотой.

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 ↑ +H2O

Глава 6. Получение.

Бескислородные кислоты получают:

1) Из неметаллов и водорода с последующим растворением образовавшегося газа в воде:

Cl₂ + H₂→2HCl.

2) При действии сильных кислот на соли более слабых или летучих бескислородных кислот:

2HCl + Na₂S →2NaCl + Н2S­ 2H⁺+ S^2– =Н2S^­.

Кислородсодержащие кислоты получают:

1) Взаимодействием кислотного оксида и воды. Оксид кремния(IV) SiO2 с водой не реагирует

CO₂ + H₂O → H₂CO₃;

SO₂ + H2O = H2SO3.

2) При действии сильных кислот на соли более слабых или летучих кислородсодержащих кислот:

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + Н2СО3 2H⁺ + CO₃^2– = Н₂СО₃.

3) При окислении некоторых простых веществ:

P + 5HNO₃ +2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO (в этой химической реакции происходит окисление фосфора (P) азотной кислотой (HNO₃) до ортофосфорной кислоты (H₃PO₄) с выделением оксида азота (NO)

Глава 7. Применение и значение

Кислоты – необходимые для жизни человека химические соединения. Вместе с едой мы получаем растительные и животные белки, которые расщепляются на отдельные аминокислоты. Из аминокислот в каждом организме строятся свои белковые структуры, свои живые ткани.

Органические кислоты в свободном виде поступают в человеческий организм с молочнокислыми продуктами, ягодами, фруктами, овощами. Некоторые органические кислоты являются витаминами, например витамин C – это аскорбиновая кислота.

В организме человека есть и неорганические кислоты. Они либо вырабатываются в организме, либо поступают с пищей. Так, соляная кислота есть в желудочном соке, угольная и сероводородная – в природных минеральных водах.

Глава 8. Краткие характеристики наиболее важных кислот

Азотная кислота

История

Методика получения разбавленной азотной кислоты путём сухой перегонки селитры с квасцами и медным купоросом была, по видимому, впервые описана в трактатах Джабира (Гебера в латинизированных переводах) в VIII веке. Этот метод с теми или иными модификациями, наиболее существенной из которых была замена медного купороса железным, применялся в европейской и арабской алхимии вплоть до XVII века.

В XVII веке Глаубер предложил метод получения летучих кислот реакцией их солей с концентрированной серной кислотой, в том числе и азотной кислоты из калийной селитры, что позволило ввести в химическую практику концентрированную азотную кислоту и изучить её свойства. Метод Глаубераприменялся до начала XX века, причём единственной существенной модификацией его оказалась замена калийной селитры на более дешёвую натриевую (чилийскую) селитру.

Во времена М. В. Ломоносова азотную кислоту называли крепкой водкой.

Производство азотной кислоты

Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах (процесс Оствальда) до смеси оксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой.

Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса.

Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой.

Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды.

Применение

• в производстве минеральных удобрений;

• в военной промышленности (дымящая — в производстве взрывчатых веществ, как окислитель ракетного топлива, разбавленная — в синтезе различных веществ, в том числе отравляющих);

• крайне редко в фотографии — разбавленная — подкисление некоторых тонирующих растворов;

• в станковой графике — для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише).

• в производстве красителей и лекарств (нитроглицерин)

• в ювелирном деле — основной способ определения золота в золотом сплаве;

• в основном органическом синтезе (нитроалканы, анилин, нитроцеллюлоза, тротил...)

Серная кислота

История

Серная кислота известна с древности, встречаясь в природе в свободном виде, например, в виде озёр вблизи вулканов. Возможно, первое упоминание о кислых газах, получаемых при прокаливании квасцов или железного купороса «зеленого камня», встречается в сочинениях, приписываемых арабскому алхимику Джабир ибн Хайяну.

В IX веке персидский алхимик Ар-Рази, прокаливая смесь железного и медного купороса (FeSO4•7H2O и CuSO4•5H2O), также получил раствор серной кислоты. Этот способ усовершенствовал европейский алхимик Альберт Магнус, живший в XIII веке.

Схема получения серной кислоты из железного купороса — термическое разложение сульфата железа (II) с последующим охлаждением смеси

1. FeSO4+7H2O→Fe2O3+SO2+H2O+O2

2. SO2+H2O+1/2O2 ⇆ H2SO4

В трудах алхимика Валентина (XIII в) описывается способ получения серной кислоты путем поглощения водой газа (серный ангидрид), выделяющегося при сжигании смеси порошков серы и селитры. Впоследствии этот способ лег в основу т. н. «камерного» способа, осуществляемого в небольших камерах, облицованных свинцом, который не растворяется в серной кислоте. В СССР такой способ просуществовал вплоть до 1955 г.

Алхимикам XV в известен был также способ получения серной кислоты из пирита — серного колчедана, более дешевого и распространенного сырья, чем сера. Таким способом получали серную кислоту на протяжении 300 лет, небольшими количествами в стеклянных ретортах. Впоследствии, в связи с развитием катализа этот метод вытеснил камерный способ синтеза серной кислоты. В настоящее время серную кислоту получают каталитическим окислением (на V2O5) оксида серы (IV) в оксид серы (VI), и последующим растворением оксида серы (VI) в 70 % серной кислоте с образованием олеума.

Получение

H2O+SO3=H2SO4

Применение

• в обработке руд, особенно при добыче редких элементов, в т.ч. урана, иридия, циркония, осмия и т.п.;

• в производстве минеральных удобрений;

• как электролит в свинцовых аккумуляторах;

• для получения различных минеральных кислот и солей;

• в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ;

• в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;

• в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513 (эмульгатор);

• в промышленном органическом синтезе в реакциях:

• дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);

• гидратации (этанол из этилена);

• сульфирования (синтетические моющие средства и промежуточные продукты в производстве красителей);

• алкилирования (получение изооктана, полиэтиленгликоля, капролактама) и др.

• для восстановления смол в фильтрах на производстве дистилированной воды.

Уксусная кислота

История открытия

Уксус является продуктом брожения вина и известен человеку с давних времен. Первое упоминание о практическом применении уксусной кислоты относится к III веку до н. э. Греческий ученыйТеофраст впервые описал действие уксуса на металлы, приводящее к образованию некоторых используемых в искусстве пигментов. Уксус применялся для получения свинцовых белил, а также ярь-медянки

В VIII веке арабский алхимик Джабир ибн Хайян впервые получил концентрированную уксусную кислоту путем перегонки.

Во времена Эпохи Возрождения уксусную кислоту получали путём возгонки ацетатов некоторых металлов (чаще всего использовался ацетат меди (II)) (при сухой перегонке ацетатов металлов получается ацетон, вполне промышленный способ до середины XX века).

В 1847 году немецкий химик Адольф Кольбе впервые синтезировал уксусную кислоту из неорганических материалов. Последовательность превращений включала в себя хлорирование сероуглерода до тетрахлорметана с последующим пиролизом до тетрахлорэтилена. Дальнейшее хлорирование в воде привело к трихлоруксусной кислоте, которая после электролитического восстановления превратилась в уксусную кислоту.[2]

В конце XIX — начале XX века большую часть уксусной кислоты получали перегонкойдревесины. Основным производителем уксусной кислоты являлась Германия. В 1910 году ею было произведено более 10 тыс. тонн кислоты, причем около 30 % этого количества было израсходовано на производство красителя индиго.

Применение

Водные растворы уксусной кислоты широко используются в пищевой промышленности (пищевая добавка E260) и бытовой кулинарии, а также в консервировании.

Уксусную кислоту применяют для получения лекарственных и душистых веществ, как растворитель (например, в производстве ацетилцеллюлозы, ацетона). Она используется в книгопечатании и крашении.

Поскольку пары уксусной кислоты обладают резким раздражающим запахом, возможно её применение в медицинских целях в качестве замены нашатырного спирта для выведения больного из обморочного состояния.

Глава 9. Лабораторные опыты

Цель: наглядно изучить основные химические свойства кислот, доказать

наличие водорода в их составе и выявить кислоты в составе фруктов.

Опыт №1. «Доказательство способности взаимодействия кислот с

металлами и наличия в их составе водорода»

Приборы и материалы: соляная кислота, цинк (железо), …

Опыт №2. «Выявление и доказательство наличия аскорбиновой кислоты

(витамина С) в составе фруктов»

Приборы и материалы: пятипроцентный раствор йода, сок цитрусового,

мерный стакан, пипетка, титровальная колба, бюретка

Ход опыта

1. Приготовление раствора для титрования

Титрование - определение содержания какого-либо вещества путем

постепенного смешения анализируемого раствора (например, кислоты) с

контролируемым количеством реагента (например, щелочи). Конечная точка

титрования (завершение химической реакции) устанавливается по

изменению окраски химического индикатора.

Примем, что концентрация йода равна 5%, а плотность настойки -1 г/мл.

Тогда для приготовления 1 литра 0,005 М раствора I 2 необходимо:

V настойки = 100·1,269 /(5·1) = 25,4 мл

Соответственно для приготовления 100 мл раствора йода нужно:

0,1·25,4 = 2,54 мл настойки.

Если под рукой нет мерной колбы, исходную настойку йода можно разбавить

в 40 раз. Концентрация полученного раствора примерно соответствует 0,005

М.

2. Приготовление раствора крахмала: к 1 грамму крахмала добавляют

немного воды, перемешивают до образования суспензии, которую медленно

выливают в 200 мл кипящей воды (при активном перемешивании).

3. Титрование:

Бюретку заполняем раствором йода до нулевой отметки. В коническую колбу

для титрования с помощью пипетки добавили пробу сока и 0,5 мл раствора

крахмала. Титруем раствором йода при энергичном перемешивании до

появления синей окраски, не исчезающей в течение 20 секунд.

4. Расчет результатов

Расчёт концентрации витамина С в пробах сока цитрусовых проводили по

формуле:

С вит С = C J2 ·V J2 /V сок = 0,005·V J2 /V сок ,

• С вит С - концентрация витамина С,

• V J2 - объем раствора йода, который пошел на титрование,

• C J2 - концентрация раствора йода,

• V сок - объем пробы сока.

Вывод: в составе сока цитрусовых присутствует аскорбиновая кислота с

приблизительной концентрацией…

Опыт №3. «Определение действия кислот на индикаторы»

Приборы и материалы: соляная кислота, лакмус, метиловый оранжевый, …

Вывод: при взаимодействии кислот с индикаторами лакмус краснеет, а

метиловый оранжевый становится розовым.

Опыт №4. «Взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой»

Приборы и материалы:

Ход опыта

1. Уравнение реакции:

HCl+NaOH=NaCl+H2O

.

Вывод: при взаимодействии гидроксида натрия с соляной кислотой

образуется соль и вода.

Выводы:

1. Я познакомилась с особенностями состава и историей открытия кислот

2. Я изучила и доказала свойства, узнала о получении и применение кислот

3. Я выявила некоторые продукты питания, в которых содержатся кислоты

Заключение

В своей работе я познакомилась с основными признаками и свойствами класса кислоты, узнала много нового об их использовании и значении. Но, разумеется, для меня, как и для современных ученых, осталось множество неразрешенных вопросов в этой области, поэтому я бы хотела и в следующем году продолжить работу над данным проектом.

Источники

1. Неорганическая химия / Под ред. Ю. Д. Третьякова. — М: Академия, 2004.

2. Танганов Б. Б. Химические методы анализа. — Улан-Удэ: Издательство ВСГТУ, 2005.

3. Марч Дж. Органическая химия. Реакции, механизмы и структура. Т. 1 / Пер. с англ. З. Е. Самойловой, под ред. И. П. Белецкой. — М: Мир, 1987. — С. 340—346.

4. Штейнгарц В. Д. Суперкислоты // Соросовский образовательный журнал. — 1999. — № 3. — С. 82—87.

5. Мануйлов А. В., Родионов В. И. — Кислоты. Классификация кислот. Химические свойства. // Основы химии. Интернет-учебник.

6. http://fi.ru/index.php/stati-po-okhrane-truda/245-primenenie-kislot-i-shchelochej-v-promyshlennosti

7. http://www.hemi.nsu.ru/ucheb183.htm

8. http://www.himikatus.ru/art/dif_news/primenenie-kislot.php

9. http://www.postupim.ru/9/himiya/831.shtml

10. http://lib.repetitors.eu/himiya/160-2010-07-16-04-24-25/2151-2010-08-21-05-35-19

11. http://chem21.info/info/706569/

27