Как найти двухосновную кислоту

Как найти двухосновную кислоту

Как определить основность кислоты

Неорганические кислоты – это сложные вещества, имеющие в своем составе атомы водорода и кислотный остаток. Существует несколько классификаций кислот – по растворимости в воде, наличию или отсутствию кислорода (бескислородные или кислородсодержащие), по летучести (летучие, нелетучие), а также по основности.

Как определить основность кислоты

Вам понадобится

  • – перечень кислот.

Инструкция

Чтобы определить основность кислоты, обязательно обратите внимание на количество атомов водорода, которых у соединений этого класса, в большинстве случаев, бывает от одного до трех. Таким образом, если в состав кислот входит один атом водорода, то кислота одноосновная, если два атома водорода – двухосновная, а три атома – трехосновная. Четырех- и более основные кислоты также существуют, хотя встречаются крайне редко. Принцип определения основности у них аналогичный.

Одноосновные кислоты. В любой неорганической кислоте на первом месте в формуле стоит атом водорода. У одноосновных кислот у каждой кислоты только один атом водорода.HF – фтороводородная (плавиковая)HCl – хлороводородная (соляная)HBr – бромоводороднаяHI – йодоводороднаяHNO3 – азотнаяHNO2 – азотистаяHPO3 – метафосфорная

Двухосновные кислоты. У кислоты такого рода в формуле всегда два атома водорода, которые и определяют ее основность.H2CO3 – угольнаяH2SO3 – сернистаяH2SO4 – сернаяH2S – сероводороднаяH2SiO3 – кремниевая

Трехосновные кислоты. Для них характерно наличие в формуле трех атомов водорода. Трехосновных неорганических кислот очень мало.H3PO4 – ортофосфорнаяH3BO3 – борная

Четырехосновные кислоты. Имеют в своем составе четыре атома водорода.H4P2O7 – пирофосфорнаяH4SiO4 – ортокремниевая

Органические кислоты также классифицируются по основности. Для них характерно наличие карбоксильных групп (-СООH), которые обусловливают их свойства. Их количество и определяет основность.Одноосновные кислоты имеют в своем составе одну карбоксильную группу:CH3COOH уксусная (этановая)CH3-CH2-CCOH пропионовая (пропановая)

Двухосновные кислоты имеют в формуле две карбоксильные группы. HOOC–COOH щавелевая кислотаHOOC–CH2–COOH малоновая кислотаHOOC–CH2–CH2–COOH янтарная кислота

Трех- и более основные кислоты соответственно могут содержать три и более карбоксильных групп. Например, сюда можно отнести трехосновную оксикислоту – лимонную.

Полезный совет

Чтобы верно определить основность кислоты, обязательно проверьте точность написания формулы.

Войти на сайт

или

Забыли пароль?
Еще не зарегистрированы?

This site is protected by reCAPTCHA and the Google Privacy Policy and Terms of Service apply.

Источник

ЕГЭ по химии

Классификация кислот

Материал по химии

  • Определение кислот
  • Классификация кислот по составу
  • Классификация кислот по основности
  • Сильные и слабые кислоты
  • Тривиальные названия некоторых кислот
  • «Протон» или «катион»?
  • Кислоты и индикаторы

Определение кислот

Кислоты ‒ это вещества, способные в растворах отдавать катион (протон) водорода.

Примеры диссоциации кислот:

HCl ↔ H+ + Cl‒

H2SO4 ↔ 2H+ + SO42‒

Если пока понятие диссоциации неизвестно, легче ориентироваться по общим формулам кислот:

Состав кислот

Важен не только состав, но и последовательность. На первом месте должен стоять водород, за ним – элемент, если в составе есть кислород, то он должен стоять последним. Например, HCl – кислота (соответствует формуле HЭ), H2S – тоже кислота (на первом месте водород, на втором – сера), а вот NH3 несмотря на то, что состоит из водорода и элемента, не является кислотой, это легко определить по последовательности: в этой формуле сначала стоит элемент, а за ним – водород (иногда, чтобы запутать сдающего, составитель может написать не NH3, а H3N, Вы должны помнить, что NH3 (аммиак), PH3(фосфин), AsH3 (арсин), CH4 (метан) – не являются кислотами, так как в воде либо не диссоциируют, либо диссоциируют без образования протона водорода. H2SO4 – является кислотой, так как формула имеет порядок элементов «водород → элемент → кислород», а NaOH, тоже состоящая из элемента, кислорода и водорода – кислотой не является, так как тут последовательность будет такова: «элемент → кислород → водород».

Не все соединения водорода с другими элементами являются кислотами

Классификация кислот по составу

Кислоты можно разделить на кислородсодержащие и бескислородные. Не трудно догадаться, что бескислородные не содержат атомов кислорода, а кислородсодержащие – содержат. Кислородсодержащие кислоты образованы соответствующими оксидами, а бескислородные образованы прямым взаимодействием простых веществ.

Классификация кислот по наличию кислорода в них

Таб. Примеры бескислородных и кислородсодержащих кислот, образованных одним и тем же неметаллом

Бескислородные

Кислородсодержащие

HCl

HClO4

H2S

H2SO3

HBr

HBrO

HI

HIO2

Классификация кислот по основности

Кислоты могут отдать столько водорода, сколько имеется в их составе (в большинстве случаев, есть исключения). Если может отдать максимум один водород – то кислота относится к одноосновным, если может отдать максимум два протона водорода – то двухосновная и так далее.

Например:

HCl ↔ H+ + Cl‒ (одноосновная)

H2SO4 ↔ 2H+ + SO42‒ (двухосновная)

H3PO4 ↔ 3H+ + PO43- (трехосновная/многоосновная)

Классификация кисло по количеству протонов, образующихся при диссоциации

Таб. Примеры кислот с разной основностью

Одноосновные

(один водород)

Двухосновные

(два водорода)

Многоосновные

(три и более протона водорода)

               HNO3                       

H2S

H3PO4

                 HF                

H2SiO3

H3BO3

HBrO

H2CO3

H4P2O7

Сильные и слабые кислоты

От чего зависит сила кислот? В первую очередь от скорости отдачи протона водорода при диссоциации (чем быстрее кислота отдает протон водорода, тем она считается сильнее). Как определить скорость «на глаз», не имея под рукой никаких справочных материалов, кроме таблицы Менделеева?

  1. Если кислота бескислородная, то скорость диссоциации можно определить по радиусу атома, образующего эту кислоту элемента. Напомним, что радиус увеличивается в ПС (периодической системе) сверху-вниз и справа-налево. Так, в ряду кислот HF → HCl → HBr → HI радиус увеличивается от фтора к йоду, так как йод стоит в ПС значительно ниже, чем фтор. Радиус фтора небольшой, поэтому протон водорода прочно связан со фтором, скорость диссоциации будет низкой, значит, кислота слабая. У йода пять электронных оболочек, между йодом и водородом большее расстояние, чем между фтором и водородом, поэтому молекула йодоводорода будет диссоциировать значительно быстрее, значит, кислота сильная. Аналогичную закономерность можно наблюдать в ряду кислот, образованных халькогенами (неметаллами VIА-группы): чем ниже халькоген, тем сильнее образуемая им кислота, поэтому H2S слабее H2Se, а H2Se слабее, чем H2Te.

Кислотные свойства бинарных водородных соединений увеличивается в ПС направо и вниз

  1. Если кислота кислородсодержащая, то её сила зависит от количества кислорода, не входящего в гидроксо-группы. Чем больше кислорода вне -OH группы, тем сильнее кислота. Так, дихромовая кислота сильнее хромовой, потому как дихромовая кислота имеет четыре кислорода вне гидроксо-группы, а хромовая – два кислорода вне гидроксогруппы.

Чем больше кислорода, не связанного с водородом, тем сильнее кислота

В ряду хлорсодержащих кислот наблюдается такая же закономерность:

Хлорная кислота – одна из самых сильных кислот

Список сильных кислот: HI, HCl, HBr, HNO3, HClO4, HClO3, HBrO3, H2SO4, HMnO4, H2Cr2O7.

Список слабых кислот: H2S, HF, HNO2, H2SO3, H2CO3, HClO, карбоновые кислоты.

В действительности классификация кислот по их силе несколько богаче, и те кислоты, которые в школе записывают в слабые (например, ортофосфорную и фтороводородную) на самом деле относят к кислотам средней силы. Помимо классификации важно знать и названия кислот, а также их остатки. Остатками кислот называют отрицательно-заряженные ионы (анионы), которые образуются при диссоциации кислоты в воде. То есть остаток кислоты – это частица, которая остаётся, если отнять у кислоты весь водород. Вот несколько таблиц, в которых кислоты сгруппированы по силе, с указанием соответствующих кислотных остатков и примерами солей:

Таб. Самые сильные кислоты и их остатки

Формула

Название

Кислотный остаток

Пример соли

HI

йодоводородная

I‒

NaI -йодид натрия

HBr

Бромоводородная

Br‒

KBr – бромид калия

HCl

Хлороводородная, соляная

Cl‒

CaCl2 – хлорид кальция

HClO4

Хлорная

ClO4‒

NaClO4 – перхлорат натрия

H2SO4

Серная

SO42‒

K2SO4 – сульфат калия

HMnO4

Марганцовая

MnO4‒

NaMnO4 – перманганат натрия

Таб. Сильные кислоты и их остатки

Формула

Название

Кислотный остаток

Пример соли

HClO3

Хлорноватая

ClO3‒

KClO3 – хлорат калия

HBrO3

Бромноватая

BrO3‒

Ba(BrO3)2 – бромат бария

H2Cr2O7

Дихромовая

Cr2O72‒

(NH4)2Cr2O7 – дихромат аммония

Таб. Кислоты средней силы и их остатки (в ОГЭ и ЕГЭ считаем слабыми)

Формула

Название

Кислотный остаток

Пример соли

HNO2

Азотистая

NO2‒

NaNO2 – нитрит натрия

H3PO4

Фосфорная (ортофосфорная)

PO43‒

(NH4)3PO4 – фосфат аммония

HF

Фтороводородная (плавиковая)

F‒

CaF2 – фторид кальция

HClO2

Хлористая

ClO2‒

KClO2 – хлорит калия

Таб. Слабые кислоты и их остатки

Формула

Название

Кислотный остаток

Пример соли

H2S

Сероводородная

S2‒

MgS – сульфид магния

HCN

Циановодородная

CN‒

KCN – цианид калия

H2CO3

Угольная

CO32‒

CaCO3 – карбонат кальция

H2SO3

Сернистая

SO32‒

BaSO3 – сульфит бария

HClO

Хлорноватистая

ClO‒

NaClO – гипохлорит натрия

H2SiO3

Кремниевая

SiO32‒

K2SiO3 – силикат калия

CH3COOH

Уксусная

CH3COO‒*

CH3COONa – ацетат натрия

*В органических кислотах водород пишется не в начале молекулы, а в конце, например:

CH3COOH – уксусная кислота, диссоциирует следующим образом:

CH3COOH ↔ CH3COO‒ + H+

C2H5COOH – пропионовая кислота

CH3CH2COOH ↔ CH3CH2COO‒ + H+

C3H7COOH –  масляная кислота.

C3H7COOH ↔ C3H7COO‒ + H+

Задание в формате ЕГЭ с ответом:

Установите соответствие между формулой вещества и классом/группой, к которому(-ой) это вещество принадлежит: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

  1. H2SO2
  2. HCl
  3. HNO3
  1. кислородсодержащая сильная
  2. кислородсодержащая слабая
  3. бескислородная сильная
  4. бескислородная слабая

Пример задания из КИМ ЕГЭ:

Установите соответствие между формулой вещества и классом/группой, к которому(-ой) это вещество принадлежит: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

  1. HNO2
  2. HBr
  3. H3PO4
  1. одноосновная сильная
  2. одноосновная слабая
  3. многоосновная сильная
  4. многоосновная слабая

Задание по образцу ФИПИ:

Установите соответствие между формулой вещества и классом/группой, к которому(-ой) это вещество принадлежит: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

  1. HF
  2. H2CO3
  3. H2SiO3
  1. кислородсодержащая сильная
  2. кислородсодержащая слабая
  3. бескислородная сильная
  4. бескислородна слабая

Тривиальные названия некоторых кислот

Многие кислоты имеют альтернативное историческое название, например, хлороводородную кислоту еще называют соляной кислотой, потому что она образует самую популярную соль – NaCl (поваренная соль, используемая в быту). Фтороводородную кислоту называют плавиковой, так как она плавит стекло (поэтому данную кислоту не хранят в стеклянной таре). Муравьиную и щавелевую кислоты назвали так по источнику получения.

«Протон» или «катион»?

Для всех положительно заряженных частиц характерен термин «катион», однако, по отношению к водороду принято говорить «протон». А дело всё в том, что другие элементы при потере внешних электронов, все равно обладают электронами внутренних слоёв, тогда как водород, содержащий всего один электрон, потеряв его, становится протоном (нейтронов в ядре тоже нет).

Образование протона водорода

Поэтому принято говорить, что кислота отдает не катион водорода, а протон водорода.

Кислоты и индикаторы

Для определения кислот в растворах можно использовать стандартные индикаторы (вещества, меняющие цвет в определенной среде): лакмус и метиловый оранжевый, фенолфталеин кислотами не окрашивается. Лакмус в кислых растворах (рН < 7) становится красным, а метиловый оранжевый – красным или розовым.

Источник

Карбоновые кислоты – это вещества, в молекулах которых содержится одна или несколько карбоксильных групп СООН.

Общая формула предельных одноосновных карбоновых кислот: СnH2nO2

Строение, изомерия и гомологический ряд карбоновых кислот

Химические свойства карбоновых кислот

Способы получения карбоновых кислот

Классификация карбоновых кислот

По числу карбоксильных групп:

  • одноосновные карбоновые кислоты  — содержат одну карбоксильную группу -СООН. Общая формула CnH2n+1COOH или CnH2nO2. 

Например, уксусная кислота

  • многоосновные карбоновые кислоты — содержат две и более карбоксильные группы СООН. Например, общая формула двухосновных карбоновых кислот CnH2n(СОOH)2 или CnH2n-2O4.

Например, щавелевая кислота

Классификация по строению углеводородного радикала

  • Предельные карбоновые кислоты –  карбоксильная группа СООН соединена с предельным радикалом. Например, этановая кислота СН3–СООН.
  • Непредельные карбоновые кислоты – карбоксильная группа СООН соединена с непредельным радикалом. Например, акриловая кислота: СН2=СН–СООН.
  • Ароматические кислоты — карбоксильная группа СООН соединена с непредельным радикалом. Например, бензойная кислота: С6Н5СООН.
  • Циклические кислоты — карбоксильная группа СООН соединена с углеводородным циклом. Например, циклопропанкарбоновая кислота: С3Н5СООН.

Строение карбоновых кислот

Карбоксильная группа сочетает в себе две функциональные группы – карбонил и гидроксил, взаимно влияющие друг на друга.

Электроотрицательность кислорода (ЭО = 3,5) больше электроотрицательности водорода (ЭО = 2,1) и углерода (ЭО = 2,4).

Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому кислорода.

Атом углерода карбоксильной группы находится в состоянии sp2-гибридизации, образует три σ-связи и одну π-связь.

Водородные связи и физические свойства карбоновых кислот

В жидком состоянии и в растворах молекулы карбоновых кислот образуют межмолекулярные водородные связи. Водородные связи вызывают притяжение и ассоциацию молекул карбоновых кислот.

Молекулы карбоновых кислот с помощью водородных связей соединены в димеры.

Это приводит к увеличению растворимости в воде и высоким температурам кипения низших карбоновых кислот.

С увеличением молекулярной массы растворимость кислот в воде уменьшается.

Номенклатура карбоновых кислот

Предельные одноосновные карбоновые кислоты.

Тривиальное название Систематическое название Название соли и эфира Формула кислоты
Муравьиная Метановая Формиат (метаноат) HCOOH
Уксусная Этановая Ацетат (этаноат) CH3COOH
Пропионовая Пропановая Пропионат (пропаноат) CH3CH2COOH
Масляная Бутановая Бутират (бутаноат) CH3(CH2)2COOH
Валериановая Пентановая Пентаноат CH3(CH2)3COOH
Капроновая Гексановая Гексаноат CH3(CH2)4COOH
Пальмитиновая Гексадекановая Пальмитат С15Н31СООН
Стеариновая Октадекановая Стеарат С17Н35СООН

Таблица. Непредельные одноосновные карбоновые кислоты.

Тривиальное название Систематическое название Название соли и эфира Формула кислоты
Акриловая Пропеновая Акрилат CH2=CH–COOH  
Метакриловая 2-Метилпропеновая Метакрилат CH2=C(СH3)–COOH 
Кротоновая транс-2-Бутеновая Кротонат СН3 -CH=CH–COOH 
Олеиновая 9- цис-Октадеценовая Олеат СН3(СН2)7СН=СН(СН2)7СООН
Линолевая 9,12-цис-Октадекадиеновая Линолеат СН3(СН2)4(СН=СНСН2)2(СН2)6СООН
Линоленовая 9,12,15-цис-Октадекатриеновая Линоленоат СН3СН2(СН=СНСН2)3(СН2)6СООН

Таблица. Двухосновные карбоновые кислоты.

Тривиальное название Систематическое название Название соли и эфира Формула кислоты
Щавелевая Этандиовая Оксалат НООС – COOH
Малоновая Пропандиовая Малонат НООС-СН2-СООН
Янтарная Бутандиовая Сукцинат НООС-(СН2)2-СООН
Глутаровая Пентандиовая Глутарат НООС-(СН2)3-СООН
Адипиновая Гександиовая Адипинат НООС-(СН2)4-СООН
Малеиновая цис-Бутендиовая Малеинат цис-НООССН=СНСООН
Фумаровая транс-Бутендиовая Фумарат транс-НООССН=СНСООН

Таблица. Ароматические карбоновые кислоты.

Тривиальное название Систематическое название Название соли и эфира Формула кислоты
Бензойная Фенилкарбоновая Бензоат
Фталевая Бензол-1,2-дикарбоновая кислота  Фталат
Изофталевая Бензол-1,3-дикарбоновая кислота  Изофталат
Терефталевая Бензол-1,4-дикарбоновая кислота  Терефталат

Изомерия предельных карбоновых кислот

Структурная изомерия

Для  предельных карбоновых кислот характерна структурная изомерия – изомерия углеродного скелета и межклассовая изомерия.

Структурные изомеры – это соединения с одинаковым составом, которые отличаются порядком связывания атомов в молекуле, т.е. строением молекул.

Изомеры углеродного скелета характерна для карбоновых кислот, которые содержат не менее четырех атомов углерода.

Например. Формуле С4Н8О2 соответствуют бутановая и 2-метилпропановая кислота

Межклассовые изомеры — это вещества разных классов с различным строением, но одинаковым составом. Карбоновые кислоты изомерны сложным эфирам. Общая формула и предельных одноосновных карбоновых кислот, и сложных эфиров — CnH2nО2.

Например. Межклассовые изомеры с общей формулой С2Н4О2: уксусная кислота СН3–CОOH  и метилформиат H–COOCH3

Уксусная кислота Метиловый эфир муравьиной кислоты
СН3–CОOH HCOOCH3

Общую формулу  СnH2nO2 могут также иметь многие другие полифункциональные соединения, например:  альдегидоспирты, непредельные диолы, циклические простые диэфиры и т.п.

Химические свойства карбоновых кислот

.

Для карбоновых кислот характерны следующие свойства:

  • кислотные свойства, замещение водорода на металл;
  • замещение группы ОН
  • замещение атома водорода в алкильном радикале
  • образование сложных эфиров — этерификация


1. Кислотные свойства

Кислотные свойства карбоновых кислот возникают из-за смещения электронной плотности к карбонильному атому кислорода и вызванной этим дополнительной (по сравнению со спиртами и фенолами) поляризацией связи О–Н.

Карбоновые кислоты – кислоты средней силы.

В водном растворе карбоновые кислоты частично диссоциируют на ионы:  

R–COOH ⇆ R-COO– + H+

1.1. Взаимодействие с основаниями 

Карбоновые кислоты реагируют с большинством оснований. При взаимодействии карбоновых кислот с основаниями образуются соли карбоновых кислот и вода.

CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O

Карбоновые кислоты реагируют с щелочами, амфотерными гидроксидами, водным раствором аммиака и нерастворимыми основаниями. 

Например, уксусная кислота растворяет осадок гидроксида меди (II)

Видеоопыт взаимодействия уксусной кислоты с гидроксидом натрия можно посмотреть здесь.

Например, уксусная кислота реагирует с водным раствором аммиака с образованием ацетата аммония

CH3COOH + NH3 = CH3COONH4

1.2. Взаимодействие с металлами

Карбоновые кислоты реагируют с активными металлами. При взаимодействии карбоновых кислот с металлами образуются соли карбоновых кислот и водород.

Например, уксусная кислота взаимодействует с кальцием с образованием ацетата кальция и водорода.

Видеоопыт взаимодействия уксусной кислоты с магнием и цинком можно посмотреть здесь.

1.3. Взаимодействие с основными оксидами

Карбоновые кислоты реагируют с основными оксидами с образованием солей карбоновых кислот и воды.

Например, уксусная кислота взаимодействует с оксидом бария с образованием ацетата бария и воды.

Например, уксусная кислота реагирует с оксидом меди (II)

2СН3СООН  + CuO  = H2О  +  ( CH3COO)2 Cu

Видеоопыт взаимодействия уксусной кислоты с оксидом меди (II) можно посмотреть здесь.

1.4. Взаимодействие с с солями более слабых и летучих (или нерастворимых) кислот

Карбоновые кислоты реагируют с солями более слабых, нерастворимых и летучих кислот. 

Например, уксусная кислота растворяет карбонат кальция

Качественная реакция на карбоновые кислоты: взаимодействие с содой (гидрокарбонатом натрия) или другими гидрокарбонатами. В результате наблюдается выделение углекислого газа

2. Реакции замещения группы ОН

Для карбоновых кислот характерны реакции нуклеофильного замещения группы ОН с образованием функциональных производных карбоновых кислот: сложных эфиров, амидов, ангидридов и галогенангидридов.

2.1. Образование галогенангидридов

Под действием галогенагидридов минеральных кислот-гидроксидов (пента- или трихлорид фосфора) происходит замещение группы ОН на галоген.

Например, уксусная кислота реагирует с пентахлоридом фосфора с образованием хлорангидрида уксусной кислоты

2.2. Взаимодействие с аммиаком

При взаимодействии аммиака с карбоновыми кислотами образуются соли аммония:

При нагревании карбоновые соли аммония разлагаются на амид и воду:

2.3. Этерификация (образование сложных эфиров)

Карбоновые кислоты вступают в реакции с одноатомными и многоатомными спиртами с образованием сложных эфиров.

Например, этанол реагирует с уксусной кислотой с образованием этилацетата (этилового эфира уксусной кислоты):

При этом фенол не вступает в реакцию этерификации с карбоновыми кислотами. Сложные эфиры фенола получают косвенными способами.

2.4. Получение ангидридов

С помощью оксида фосфора (V) можно дегидратировать (то есть отщепить воду) карбоновую кислоту – в результате образуется ангидрид карбоновой кислоты.

Например, при дегидратации уксусной кислоты под действием оксида фосфора образуется ангидрид уксусной кислоты

3. Замещение атома водорода при атоме углерода, ближайшем к карбоксильной группе 

Карбоксильная группа вызывает дополнительную поляризацию связи С–Н у соседнего с карбоксильной группой атома углерода (α-положение). Поэтому атом водорода в α-положении легче вступает в реакции замещения по углеводородному радикалу.

В присутствии красного фосфора карбоновые кислоты реагируют с галогенами.

Например, уксусная кислота реагирует с бромом в присутствии красного фосфора

4. Свойства муравьиной кислоты

Особенности свойств муравьиной кислоты обусловлены ее строением, она содержит не только карбоксильную, но и альдегидную группу и проявляет все свойства альдегидов.

4.1. Окисление аммиачным раствором оксида серебра (I) и гидроксидом меди (II)

Как и альдегиды, муравьиная кислота окисляется аммиачным раствором оксида серебра. При этом образуется осадок из металлического серебра.

При окислении муравьиной кислоты гидроксидом меди (II) образуется осадок оксида меди (I):

4.2. Окисление хлором, бромом и азотной кислотой

Муравьиная кислота окисляется хлором до углекислого газа.

4.3. Окисление перманганатом калия

Муравьиная кислота окисляется перманганатом калия до углекислого газа:

5HCOOH + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Видеоопыт взаимодействия муравьиной кислоты с перманганатом калия можно посмотреть здесь.

4.4. Разложение при нагревании

При нагревании под действием серной кислоты муравьиная кислота разлагается с образованием угарного газа:

Видеоопыт разложения муравьиной кислоты можно посмотреть здесь

5. Особенности бензойной кислоты 

5.1. Разложение при нагревании

При нагревании бензойная кислота разлагается на бензол и углекислый газ:

5.2. Реакции замещения в бензольном кольце

Карбоксильная группа является электроноакцепторной группой, она уменьшает электронную плотность бензольного кольца и является мета-ориентантом.

6. Особенности щавелевой кислоты 

6.1. Разложение при нагревании

При нагревании щавелевая кислота разлагается на угарный газ и углекислый газ:

6.2. Окисление перманганатом калия

Щавелевая кислота окисляется перманганатом калия до углекислого газа:

7. Особенности непредельных кислот (акриловой и олеиновой)

7.1. Реакции присоединения

Присоединение воды и бромоводорода к акриловой кислоте происходит против правила Марковникова, т.к. карбоксильная группа является электроноакцепторной:

К непредельным кислотам можно присоединять галогены и водород. Например, олеиновая кислота присоединяет водород:

7.2. Окисление непредельных карбоновых кислот

Непредельные кислоты обесцвечивают водный раствор перманганатов. При этом окисляется π-связь и у атомов углерода при двойной связи образуются две гидроксогруппы:

Получение карбоновых кислот

1. Окисление спиртов, алкенов и алкинов

При окислении спиртов, алкенов, алкинов и некоторых других соединений подкисленным раствором перманганата калия образуются карбоновые кислоты.

Например, при окислении этанола в жестких условиях образуется уксусная кислота

2. Окисление альдегидов

Альдегиды реагируют с раствором перманганата или дихромата калия в кислой среде при нагревании, а также с гидроксидом меди при нагревании.

Например, при окислении уксусного альдегида перманганатом калия в серной кислоте образуется уксусная кислота.

Например, при окислении альдегидов гидроксидом меди (II) также образуются карбоновые кислоты

3. Щелочной гидролиз тригалогенидов

Тригалогеналканы, в которых три атома галогена расположены у одного атома углерода, с избытком щелочи образуется соль кислоты. При этом сначала происходит замещение галогенов на группы ОН.

Образуется неустойчивое вещество, которое распадается с отщеплением воды:

Так как щелочь в избытке, то образуется не сама кислота, а её соль:

4. Получение карбоновых кислот из солей

Карбоновые кислоты можно получить из солей действием минеральной кислоты на раствор соли:

Например, муравьиную кислоту можно получить, подействовав на формиат натрия раствором серной кислоты:

5. Гидролиз сложных эфиров

Сложные эфиры подвергаются гидролизу в кислой среде при нагревании:

Например, метилацетат гидролизуется в кислой среде:

6. Кислотный гидролиз жиров

Под действием кислот жиры гидролизуются до глицерина и карбоновых кислот, которых входили в молекулу жира.

Например, при гидролизе тристеарата глицерина в кислой среде образуется  стеариновая кислота и глицерин

7. Получение муравьиной кислоты из угарного газа

Соль муравьиной кислоты получают нагреванием оксида углерода (II) с  твёрдым гидроксидом натрия под давлением:

8. Каталитическое окисление бутана

Уксусную кислоту в промышленности получают каталитическим окислением бутана:

9. Получение бензойной кислоты

Бензойную кислоту получают окислением гомологов бензола раствором перманганата калия в кислой среде.

Например, при окислении толуола образуется бензойная кислота:

10. Взаимодействие реактива Гриньяра с углекислым газом

При взаимодействии реактивов Гриньяра (алкилгалогенидов магния) с углекислым газом и последующем гидролизе образовавшегося промежуточного продукта образуется карбоновая кислота.

Источник

Что значит основность кислоты? Как ее определять?

Анонимный вопрос

6 марта 2019  · 13,8 K

Осно́вность — способность вещества проявлять осно́вные свойства, то есть в простейшем случае реагировать с кислотами. Определяется для оксидов, гидроксидов, а также оснований Льюиса (пример аммиак).

Чтобы определить основность кислоты, смотрите на количество атомов водорода, т.е. если в состав кислот входит один атом водорода, то кислота одноосновная, если два атома водорода – двухосновная, а три атома – трехосновная.

12,5 K

Комментировать ответ…Комментировать…

Источник

1

H

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

t°пл=-259°C

t°кип=-253°C

2

He

4,0026

1s2

Бесцветный газ

t°кип=-269°C

3

Li

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=180°C

t°кип=1317°C

4

Be

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

t°пл=1278°C

t°кип=2970°C

5

B

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

t°пл=2300°C

t°кип=2550°C

6

C

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

t°пл=3550°C

t°кип=4830°C

7

N

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

t°пл=-210°C

t°кип=-196°C

8

O

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

t°пл=-218°C

t°кип=-183°C

9

F

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

t°пл=-220°C

t°кип=-188°C

10

Ne

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

t°пл=-249°C

t°кип=-246°C

11

Na

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=98°C

t°кип=892°C

12

Mg

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

t°пл=649°C

t°кип=1107°C

13

Al

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

t°пл=660°C

t°кип=2467°C

14

Si

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

t°пл=1410°C

t°кип=2355°C

15

P

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

t°пл=44°C

t°кип=280°C

16

S

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

t°пл=113°C

t°кип=445°C

17

Cl

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

t°пл=-101°C

t°кип=-35°C

18

Ar

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

t°пл=-189°C

t°кип=-186°C

19

K

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=64°C

t°кип=774°C

20

Ca

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

t°пл=839°C

t°кип=1487°C

21

Sc

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

t°пл=1539°C

t°кип=2832°C

22

Ti

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

t°пл=1660°C

t°кип=3260°C

23

V

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

t°пл=1890°C

t°кип=3380°C

24

Cr

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

t°пл=1857°C

t°кип=2482°C

25

Mn

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

t°пл=1244°C

t°кип=2097°C

26

Fe

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

t°пл=1535°C

t°кип=2750°C

27

Co

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

t°пл=1495°C

t°кип=2870°C

28

Ni

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

t°пл=1453°C

t°кип=2732°C

29

Cu

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

t°пл=1084°C

t°кип=2595°C

30

Zn

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

t°пл=420°C

t°кип=907°C

31

Ga

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

t°пл=30°C

t°кип=2403°C

32

Ge

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

t°пл=937°C

t°кип=2830°C

33

As

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

t°субл=613°C

(сублимация)

34

Se

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

t°пл=217°C

t°кип=685°C

35

Br

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

t°пл=-7°C

t°кип=59°C

36

Kr

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

t°пл=-157°C

t°кип=-152°C

37

Rb

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

t°пл=39°C

t°кип=688°C

38

Sr

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

t°пл=769°C

t°кип=1384°C

39

Y

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

t°пл=1523°C

t°кип=3337°C

40

Zr

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

t°пл=1852°C

t°кип=4377°C

41

Nb

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

t°пл=2468°C

t°кип=4927°C

42

Mo

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

t°пл=2617°C

t°кип=5560°C

43

Tc

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

t°пл=2172°C

t°кип=5030°C

44

Ru

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

t°пл=2310°C

t°кип=3900°C

45

Rh

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

t°пл=1966°C

t°кип=3727°C

46

Pd

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=1552°C

t°кип=3140°C

47

Ag

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

t°пл=962°C

t°кип=2212°C

48

Cd

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

t°пл=321°C

t°кип=765°C

49

In

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=156°C

t°кип=2080°C

50

Sn

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=232°C

t°кип=2270°C

51

Sb

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

t°пл=631°C

t°кип=1750°C

52

Te

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

t°пл=450°C

t°кип=990°C

53

I

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

t°пл=114°C

t°кип=184°C

54

Xe

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

t°пл=-112°C

t°кип=-107°C

55

Cs

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

t°пл=28°C

t°кип=690°C

56

Ba

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

t°пл=725°C

t°кип=1640°C

57

La

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

t°пл=920°C

t°кип=3454°C

58

Ce

140,12

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=798°C

t°кип=3257°C

59

Pr

140,91

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=931°C

t°кип=3212°C

60

Nd

144,24

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1010°C

t°кип=3127°C

61

Pm

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

t°пл=1080°C

t°кип=2730°C

62

Sm

150,36

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1072°C

t°кип=1778°C

63

Eu

151,96

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=822°C

t°кип=1597°C

64

Gd

157,25

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1311°C

t°кип=3233°C

65

Tb

158,93

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1360°C

t°кип=3041°C

66

Dy

162,50

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1409°C

t°кип=2335°C

67

Ho

164,93

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1470°C

t°кип=2720°C

68

Er

167,26

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1522°C

t°кип=2510°C

69

Tm

168,93

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1545°C

t°кип=1727°C

70

Yb

173,04

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=824°C

t°кип=1193°C

71

Lu

174,96

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1656°C

t°кип=3315°C

72

Hf

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

t°пл=2150°C

t°кип=5400°C

73

Ta

180,95

5d3 6s2

Серый металл

t°пл=2996°C

t°кип=5425°C

74

W

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

t°пл=3407°C

t°кип=5927°C

75

Re

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

t°пл=3180°C

t°кип=5873°C

76

Os

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

t°пл=3045°C

t°кип=5027°C

77

Ir

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

t°пл=2410°C

t°кип=4130°C

78

Pt

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=1772°C

t°кип=3827°C

79

Au

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

t°пл=1064°C

t°кип=2940°C

80

Hg

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

t°пл=-39°C

t°кип=357°C

81

Tl

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

t°пл=304°C

t°кип=1457°C

82

Pb

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

t°пл=328°C

t°кип=1740°C

83

Bi

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

t°пл=271°C

t°кип=1560°C

84

Po

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=254°C

t°кип=962°C

85

At

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°пл=302°C

t°кип=337°C

86

Rn

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

t°пл=-71°C

t°кип=-62°C

87

Fr

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°пл=27°C

t°кип=677°C

88

Ra

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°пл=700°C

t°кип=1140°C

89

Ac

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°пл=1047°C

t°кип=3197°C

90

Th

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

t°пл=1132°C

t°кип=3818°C

93

Np

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Источник

Добавить комментарий