Кислоты и их свойства
Ключевые виды признаков классификации кислот как сложных веществ, особенности их состава. Химические свойства сероводородной, серной, азотной, азотистой, плавиковой, соляной, фосфорной и угольной кислот. Особенности применения основных видов кислот.
| Рубрика | Химия |
| Вид | реферат |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 11.02.2018 |
| Размер файла | 60,3 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
24
Размещено на http://www.allbest.ru/
Департамент охраны здоровья населения Кемеровской области
Новокузнецкий филиал
Государственного бюджетного профессионального образовательного учреждения
"Кемеровский областной медицинский колледж"
Реферат
По дисциплине "Химия"
Кислоты и их свойства
Выполнила: студентка группы МС-172д
Специальности 34.02.01. Сестринское дело
Федосеева Екатерина Олеговна
Новокузнецк, 2017
Содержание
- Введение
- 1. Виды кислот
- 2. Сероводородная кислота
- 3. Серная кислота
- 4. Азотная кислота
- 5. Азотистая кислота
- 6. Плавиковая кислота
- 7. Соляная кислота
- 7. Фосфорная кислота
- 8. Угольная кислота
- Вывод
- Список использованных источников
Введение
Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка.
С точки зрения ТЭД кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только ионы водорода.
HCl ® H+ + Cl - H2SO4 ® 2H+ + SO42 - HNO3 ® H+ + NO3-
Существует несколько признаков классификации кислот:
По наличию атомов кислорода в молекуле кислоты кислоты делятся на кислородсодержащие (серная, азотная, угольная, кремниевая, сернистая) и бескислородные (соляная, сероводородная).
В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты делятся на одноосновные (1 атом Н), например, соляная, азотная кислоты, двухосновные (2 атома Н), например, серная, угольная, сероводородная кислоты, и трёхосновные (3 атома Н), например, ортофосфорная кислота.
В зависимости от степени диссоциации кислоты делятся на сильные электролиты (серная, соляная, азотная кислоты) и слабые электролиты (угольная, кремниевая, сероводородная, фосфорная кислоты).
Химические свойства.
Ионы Н+ в растворе определяют кислую среду.
Растворы кислот изменяют окраску индикаторов:
Лакмус: фиолетовый красный,
Метилоранж: оранжевый розовый.
Разбавленные кислоты реагируют с металлами, стоящими слева от водорода в ряду напряжения металлов с образованием соли и водорода, например, при взаимодействии серной кислоты с цинком образуются сульфат цинка и водород:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Растворы кислот взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды, например, при взаимодействии серной кислоты с оксидом меди (II) образуются сульфат меди (II) и вода:
H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O
Все кислоты взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды, например: при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом натрия образуются сульфат натрия и вода:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
2Na+ + 2OH - + 2H+ + SO42 - = 2Na+ + SO42 - + 2H2O
2OH - + 2H+ = 2H2O.
Гидроксид меди (II) растворяется в серной кислоте с образованием сульфата меди (II) и воды:
Cu (OH) 2 + H2SO4 = Cu SO4 + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2H+ + SO42 - = Cu2+ + SO42 - + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2О.
Реакция между кислотой и основанием называется реакцией нейтрализации.
1. Виды кислот
В химии существует множество самых разнообразных кислот, которые имеют самые разные свойства. Химики различают кислоты по содержанию в составе кислорода, по летучести, по растворимости в воде, силе, устойчивости, принадлежности к органическому или неорганическому классу химических соединений. В данной статье мы рассмотрим таблицу, в которой представлены самые известные кислоты. Таблица поможет запомнить название кислоты и ее химическую формулу.
|
Химическая формула |
Название кислоты |
|
|
H2S |
Сероводородная |
|
|
H2SO4 |
Серная |
|
|
HNO3 |
Азотная |
|
|
HNO2 |
Азотистая |
|
|
HF |
Плавиковая |
|
|
HCl |
Соляная |
|
|
H3PO4 |
Фосфорная |
|
|
H2CO3 |
Угольная |
2. Сероводородная кислота
H2S - это сероводородная кислота. Ее особенность заключается в том, что она еще и является газом. Сероводород очень плохо растоворяется в воде, а также взаимодействует с очень многими металлами. Сероводородная кислота относится к группе "слабые кислоты".
Сероводородная кислота проявляет все общие свойства кислот. Кроме того, сероводород, сероводородная кислота и ее соли проявляют сильную восстановительную способность. Физические свойства
Термически устойчив (при температурах больше 400°C разлагается на простые вещества - S и H2). Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна (м = 0,34·10?29 Кл·м). В отличие от молекул воды, атомы водорода в молекуле не образуют прочных водородных связей, поэтому сероводород является газом. Раствор сероводорода в воде - очень слабая сероводородная кислота.
Химические свойства.
Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.
В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой:
Ka = 6.9·10?7 моль/л; pKa = 6.89.
Реагирует с основаниями:
(обычная соль, при избытке NaOH)
(кислая соль, при отношении 1:1)
Сероводород - сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:
при недостатке кислорода:
(на этой реакции основан промышленный способ получения серы).
Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера.
3. Серная кислота
H2SO4 - это сильная серная кислота, с которой дети знакомятся на уроках химии еще в 8-м классе. Химические кислоты, такие как серная, являются очень сильными окислителями. H2SO4 действует как окислитель на очень многие металлы, а также основные оксиды. H2SO4 при попадании на кожу или одежду вызывает химические ожоги, однако она не так токсична, как сероводород.
Внешне 100-процентная серная кислота - маслянистая жидкость. Она бесцветна и тяжела, отличается крайней гигроскопичностью.
Это значит, что вещество поглощает из атмосферы пары воды. При этом, кислота выделяет тепло. Поэтому, к концентрированной форме вещества воду добавляют малыми дозами. Влей много и быстро, полетят брызги кислоты.
Учитывая ее свойство разъедать материи, в том числе, и живые ткани, ситуация опасна.
Концентрированной серной кислотой называют раствор, в котором реагента больше 40%. Такой способен растворить серебро, палладий.
Раствор серной кислоты до 40% - неконцентрированный, химически проявляет себя иначе. Воду в него доливать можно достаточно быстро.
Палладий с серебром не растворятся, зато, распадутся железо, латунь и медь. А вот концентрату кислоты все три металла не подвластны.
Если смотреть на таблицу Менделеева, серная кислота в растворе реагирует с активными металлами, стоящими до водорода.
Применение серной кислоты
Более 40% кислоты идут на производство минеральных удобрений. В ходу суперфосфат, сульфат аммония, аммофос.
Все это комплексные подкормки, на которые делают ставки фермеры и крупные производители.
В удобрения добавляют моногидрат. Это чистая, 100-процентная кислота. Кристаллизуется уже при 10 градусах Цельсия.
Если используют раствор, берут 65-процентный. Такой, к примеру, добавляют в суперфосфат, получаемый из минерала апатит.
На производство всего одной тонны удобрения уходят 600 кило концентрата кислоты.
Около 30% серной кислоты тратятся на очистку углеводородов. Реагент улучшает качество смазочных масел, керосина, парафина.
4. Азотная кислота
В нашем мире очень важны сильные кислоты. Примеры таких кислот: HCl, H2SO4, HBr, HNO3. HNO3 - это всем известная азотная кислота. Она нашла широкое применение в промышленности, а также в сельском хозяйстве. Ее используют для изготовления различных удобрений, в ювелирном деле, при печати фотографий, в производстве лекарственных препаратов и красителей, а также в военной промышленности. Такие химические кислоты, как азотная, являются очень вредными для организма. Пары HNO3 оставляют язвы, вызывают острые воспаления и раздражения дыхательных путей.
Ее хранят в темных емкостях. Свет не любит азотная кислота. При ярком освещении вещество разлагается на бурый газ - один из оксидов азота, и воду.
В полумраке же, кислота с водой легко смешивается в любых пропорциях. У вещества есть и кристаллическое состояние.
Оно может быть моноклинным и ромбическим. Это указывает на форму ячеек кристаллической решетки.
Моноклинная составлена из наклоненных параллелепипедов, а ромбическая, соответственно, из ромбов.
Отличаются ли свойства растворов кислоты от ее кристаллов, как вещество добывается и где применяется? Вопросы заданы, остается дать на низ ответы.
Свойства азотной кислоты
В обычных условиях кристаллическую кислоту можно лицезреть лишь в жарких странах.
В твердое состояние бесцветная жидкость переходит лишь при 42-ух градусах Цельсия. До этой отметки вещество остается жидким и парит.
При этом, реагент источает резкий, удушливый запах. С ним, собственно, связана.
5. Азотистая кислота
Азотистая кислота - это одноосновная слабая кислота, которая может существовать только в разбавленных водных растворах голубого цвета и в газовой форме. Соли данной кислоты называют азотистокислым или нитритами. Они токсичны и более устойчивы, чем сама кислота. Химическая формула данного вещества выглядит так: HNO2.
Физические свойства:
1. Молярная масса равна 47 г/моль.
2. Относительная молекулярная масса равна 27 а. е. м.
3. Плотность составляет 1,6.
4. Температура плавления равна 42 градусам.
5. Температура кипения равна 158 градусам.
Химические свойства азотистой кислоты 1. Если раствор с азотистой кислотой нагреть, то произойдет следующая химическая реакция: 3HNO2 (азотистая кислота) = HNO3 (кислота азотная) + 2NO (оксид азота, выделяется в виде газа) + H2O (вода) 2. В водных растворах диссоциирует и легко вытесняется из солей более сильными кислотами: H2SO4 (серная кислота) + 2NaNO2 (нитрит натрия) = Na2SO4 (сульфат натрия) + 2HNO2 (азотистая кислота) 3. Рассматриваемое нами вещество может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. При воздействии на него более сильных окислителей (например: хлор, пероксид водорода H2O2, перманганат калия) окисляется до азотной кислоты (в некоторых случаях происходит образование соли азотной кислоты):
Восстановительные свойства: HNO2 (азотистая кислота) + H2O2 (пероксид водорода) = HNO3 (азотная кислота) + H2O (вода) HNO2 + Cl2 (хлор) + H2O (вода) = HNO3 (кислота азотная) + 2HCl (соляная кислота) 5HNO2 (азотистая кислота) + 2HMnO4 = 2Mn (NO3) 2 (нитрат марганца, соль азотной кислоты) + HNO3 (кислота азотная) + 3H2O (вода)
Окислительные свойства: 2HNO2 (азотистая кислота) + 2HI = 2NO (оксид кислорода, в виде газа) + I2 (йод) + 2H2O (вода) Получение азотистой кислоты Данное вещество можно получить несколькими способами:
1. При растворении азота оксида (III) в воде: N2O3 (оксид азота) + H2O (вода) = 2HNO3 (азотистая кислота) 2. При растворении азота оксида (IV) в воде: 2NO3 (оксид азота) + H2O (вода) = HNO3 (азотная кислота) + HNO2 (азотистая кислота)
Применение азотистой кислоты: - диазотирование ароматических первичных аминов; - производство солей диазония; - в синтезе органических веществ (например, для производства органических красителей). Воздействие азотистой кислоты на организм Данное вещество токсично, обладает ярким мутагенным эффектом, так как по сути своей является деаминирующим агентом.
6. Плавиковая кислота
Плавиковая кислота (или фтороводород) - это раствор H2O c HF. Формула кислоты - HF. Плавиковая кислота очень активно используется в алюминиевой промышленности. Ею растворяют силикаты, травят кремний, силикатное стекло. Фтороводород является очень вредным для организма человека, в зависимости от его концентрации может быть легким наркотиком. При попадании на кожу сначала никаких изменений, но уже через несколько минут может появиться резкая боль и химический ожог. Плавиковая кислота очень вредна для окружающего мира.
Плавиковая кислота разрушает стекло, взаимодействуя с диоксидом кремния, который находится в составе стекла, с образованием газообразного кремнететрафторида. Плавиковая кислота растворяет некоторые металлы с образованием фторидов. Практически нерастворимы в воде фториды кальция, бария, стронция. Труднорастворимы фториды меди, никеля, кадмия и хрома (III), все остальные фториды, в том числе фторид серебра легкорастворимы.
Применение:
· для разрушения силикатных горных пород;
· растворения металлов (тантала, циркония, ниобия и др.);
· катализатор гидрирования;
· катализатор дегидрирования;
· катализатор алкилирования в органической химии;
· реагент в производстве хладонов и фторопластов;
· исходное вещество для получения фтора;
· производство фторсульфоновой кислоты;
· встречается в производстве суперфосфатов, алюминия, урана, бериллия и марганца; плавильных флюсов; при сварке электродами, в состав обмазки которых входят соединения фтора, или при электросварке под флюсом.
7. Соляная кислота
Соляная кислота (хлористоводородная кислота) - водный раствор хлористого водорода HCl, представляет собой прозрачную бесцветную жидкость с острым запахом хлористого водорода. Техническая кислота имеет желтовато-зеленый цвет из-за примесей хлора и солей железа. Максимальная концентрация соляной кислоты около 36% HCl; такой раствор имеет плотность 1,18 г/см3. Концентрированная кислота на воздухе "дымит", так как выделяющийся газообразный HCl образует с водяным паром мельчайшие капельки соляной кислоты.
Соляная кислота не горюча, не взрывоопасна. Она является одной из самых сильных кислот, растворяет (с выделением водорода и образованием солей - хлоридов) все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. Хлориды образуются и при взаимодействии соляной кислоты с окислами и гидроокисями металлов. С сильными окислителями она ведет себя как восстановитель.
Соли соляной кислоты - хлориды, за исключением AgCl, Hg2Cl2, хорошо растворимы в воде. К ней устойчивы стекло, керамика, фарфор, графит, фторопласт.
Получают соляную кислоту растворением в воде хлористого водорода, который синтезируют или непосредственно из водорода и хлора или получают действием серной кислоты на хлорид натрия.
Выпускаемая техническая соляная кислота имеет крепость не менее 31% HCl (синтетическая) и 27,5% HCl (из NaCI). Торговую кислоту называют концентрированной, если она содержит 24% и больше HCl, если содержание HCl меньше, то кислота называется разбавленной.
Соляную кислоту применяют для получения хлоридов различных металлов, органических полупродуктов и синтетических красителей, уксусной кислоты, активированного угля, различных клеев, гидролизного спирта, в гальванопластике. Ее применяют для травления металлов, для очистки различных сосудов, обсадных труб буровых скважин от карбонатов, окислов и др. осадков и загрязнений. В металлургии кислотой обрабатывают руды, в кожевенной промышленности - кожу перед дублением и крашением. Соляную кислоту применяют в текстильной, пищевой промышленности, в медицине и т.д.
Соляная кислота играет важную роль в процессах пищеварения, она является составной частью желудочного сока. Разведенную соляную кислоту назначают внутрь главным образом при заболеваниях, связанных с недостаточной кислотностью желудочного сока.
Транспортируют соляную кислоту в стеклянных бутылях или гуммированных (покрытых слоем резины) металлических сосудах, а также в полиэтиленовой посуде.
Соляная кислота очень опасна для здоровья человека. При попадании на кожу вызывает сильные ожоги. Особенно опасно попадание в глаза.
При попадании соляной кислоты на кожные покрытия ее необходимо немедленно смыть обильной струей воды.
Очень опасны туман и пары хлороводорода, образующиеся при взаимодействии с воздухом концентрированной кислоты. Они раздражают слизистые оболочки и дыхательные пути. Длительная работа в атмосфере HCl вызывает катары дыхательных путей, разрушение зубов, помутнение роговицы глаз, изъязвление слизистой оболочки носа, желудочно-кишечные расстройства.
Острое отравление сопровождается охриплостью голоса, удушьем, насморком, кашлем.
В случае утечки или разлива соляная кислота может нанести существенный ущерб окружающей среде. Во-первых, это приводит к выделению паров вещества в атмосферный воздух в количествах превышающих санитарно-гигиенические нормативы, что может повлечь отравление всего живого, а также появлению кислотных осадков, которые могут привести к изменению химических свойств почвы и воды.
Во-вторых, она может просочиться в грунтовые воды, в результате чего может произойти загрязнение внутренних вод.
Там, где вода в реках и озерах стала довольно кислой (рН менее 5) исчезает рыба. При нарушении трофических цепей сокращается число видов водных животных, водорослей и бактерий.
В городах кислотные осадки ускоряют процессы разрушения сооружений из мрамора и бетона, памятников и скульптур. При попадании на металлы соляная кислота вызывает их коррозию, а, реагируя с такими веществами, как хлорная известь, диоксид марганца, или перманганат калия, образует токсичный газообразный хлор.
В случае разлива соляную кислоту смывают с поверхностей большим количеством воды или щелочного раствора, который нейтрализует кислоту.
7. Фосфорная кислота
Фосфорная кислота (H3PO4) - это по своим свойствам слабая кислота. Но даже слабые кислоты могут иметь свойства сильных. Например, H3PO4 используют в промышленности для восстановления железа из ржавчины. Помимо этого, форсфорная (или ортофосфорная) кислота широко используется в сельском хозяйстве - из нее изготавливают множество разнообразных удобрений.
Свойства фосфорной кислоты:
В естественном состоянии фосфорная кислота - бесцветные кристаллы. Они сохраняются до 42,3 градусов Цельсия.
В твердом виде соединение не практично, посему, переводится людьми в раствор фосфорной кислоты. Ее полное название - ортофосфорная.
Это значит, что в кислоте наибольшее число гидроксогрупп, а конкретно 3OH. Формула соединения: - H3PO4.
Существуют, так же, метофосфорная кислота с одной гидроксогруппой и пирофосфорная.
Приставка "пиро" используется для двухмерных ангидридов, то есть оксидов, из которых с помощью воды получают кислоты.
Итак, просто фосфорной кислотой принято называть соединение с приставкой "орто". Это наиболее известный и распространенный реагент.
Растворяясь в воде, вещество делает ее вязкой, тягучей. Причина - цепляние молекул друг за друга. Вместо рук - водородные связи.
В итоге, жидкость напоминает сироп. Запаха фосфорная кислота в воде не имеет, впрочем, как и в кристаллах.
Если говорить о концентрации раствора, фосфорным принято называть 85-процентный. Для сильных кислот это, как говорится, ударная доза.
Но, героиня статьи к сильным не относится. Химическая активность соединения средняя.
Одна из причин малой реакционности - нерастворимость солей фосфорной кислоты.
Вот взаимодействует она с металлами, стоящими до водорода, но осаждающаяся соль покрывает их.
В итоге, кислота не может пробиться к металлу. Реакция заканчивается, едва начавшись.
Состав фосфорной кислоты дает нерастворимую соль и при взаимодействии с оксидами металлов.
Полноценно взаимодействия протекают лишь с более слабыми кислотами. К таковым относятся: угольная, кремниевая, сероводородная. Ортофосфорная вытесняет их из водных растворов их солей.
Со щелочами реакция возможна лишь при правильном соотношении компонентов.
Если щелочь в недостатке, взаимодействие замрет, не дойдя до конца. Идти до него долго, ведь реакция многоступенчатая, как собственно, и с аммиаком.
Свойства кислот очень схожи - практически каждая из них очень вредна для организма человека, H3PO4 не является исключением. Например, эта кислота также вызывает сильные химические ожоги, кровотечения из носа, а также крошение зубов.
8. Угольная кислота
H2CO3 - слабая кислота. Ее получают при растворении CO2 (углекислый газ) в H2O (вода).
Ее сложно увидеть. Угольная кислота известна науке в форме раствора. В воде размешен углекислыйгаз. Последнее вещество - это диоксид углерода с формулой CO2. Химическая запись воды, как известно, - H2O.
Вместе получается угольная кислота. Формула вещества записывается как H2CO3. Однако, выделить кислоту в виде порошка, как многие, не получается. Максимум - льдинки. Почему? Давайте разбираться.
Свойства угольной кислоты:
Раствор угольной кислоты легко составляется и столь же просто распадается на изначальные компоненты. Особенно активно углекислый газ выделяется при нагреве. При пониженных температурах диссоциация угольной кислоты замедляется.
Вещество превращается в прозрачные кристаллы. Но, температуры, делающие кислоту стабильной, нетипичны для обычных условий. Поэтому, героиню статьи считают слабой, не способной сохранить собственную структуру и с трудом взаимодействующей с другими веществами.
Угольная кислота и ее соли бесцветны. Помните, что мел, известняк и мрамор, зачастую, белые? В растворе героиня кислоты тоже белеса, находится, в основном, в свободном виде.
Так именуют отдельное существование молекул воды и распределенного в ней углекислого газа. Но, встречаются в растворах и карбонатные ионы CO32 - и бикарбонатные частицы HCO3. Все вместе представляет долю кислоты в воде.
Система отличается кинетическим равновесием, то есть, неизменной концентрацией составляющих. Если допускается избыточное содержание диоксида углерода, вода становится агрессивной. Такой раствор расщепляет металлы, бетоны, различные конструкции и камни.
В обычных условиях доля угольной кислоты в воде мала, как и в воздухе, почве. В земле вещества, к примеру, от 0,0002 до 0,0005 частей. Ученые считают, что так было не всегда.
Ища причины гигантских размеров древних растений, исследователи пришли к выводу, что в прошлые эпохи и в почве, и в атмосфере, героини статьи было в несколько раз больше.
Растения способны усваивать вещество и пользуются его влиянием на растворимость в земле минеральных веществ, необходимых травам, кустам и деревьям для питания.
Проводились опыты выращивания растений в атмосферах с разным содержанием угольной кислоты. Рекорды показали экземпляры, находящие в воздухе с содержанием H2CO3 от 5-ти до 10-ти процентов.
Применение угольной кислоты
В чистом виде угольная кислота нужна не только организму человека растениям, но и на производствах. В процессе сварки, к примеру, героиня статьи служит защитной средой, подобно аргону.
Правда, углекислое соединение приходится раскислять. Для этого используют марганец и кремний. Иначе, нагрев при сварке провоцирует выделение из диоксида углерода активного кислорода.
Он провоцирует коррозию металлов. Именно из-за необходимости обработки угольной кислоты в качестве защитной среды чаще выбирают газ аргон. В пищевой промышленности углекислота - антиокислитель. Его добавляют в чаи, сыры, кофе. Примесь консервирует их, способствуя продолжительному хранению.
Пожарные бригады знают героиню статьи, как средство борьбы с огнем. Кислотой заполняют емкости, из которых соединение поступает к соплам. Для этого используют распределительные трубопроводы. Сопла находятся в защищаемых помещениях.
кислота состав сложное вещество
Вывод
Абсолютно все кислоты являются сложными веществами (то есть состоят из нескольких элементов таблицы Менделеева), при этом обязательно включают в свой состав H (водород). Далее мы рассмотрим химические свойства кислот, которые являются общими: Все кислородсодержащие кислоты (в формуле которых присутствует O) при разложении образуют воду, а также кислотный оксид. А бескислородные при этом разлагаются на простые вещества (например, 2HF разлагается на F2 и H2). Кислоты-окислители взаимодействуют со всеми металлами в ряду активности металлов (только с теми, которые расположены слева от H). Взаимодействуют с различными солями, но только с теми, которые были образованы еще более слабой кислотой. По своим физическим свойствам кислоты резко отличаются друг от друга. Ведь они могут иметь запах и не иметь его, а также быть в самых разных агрегатных состояниях: жидких, газообразных и даже твердых. Очень интересны для изучения твердые кислоты. Примеры таких кислот: C2H204 и H3BO3.
Список использованных источников
1. Кислоты. Свойства кислот [Электронный ресурс] // http:///kislotyi - svoystva-kislot/ - 09.02.2017. - Заглавие с экрана.
2. Свойства кислот [Электронный ресурс] // http://sev-chem. narod.ru/spravochnik/htm / - 09.02.2017. - Заглавие с экрана.
Размещено на Allbest.ru
Подобные документы
Диссоциирование кислот на катион водорода (протон) и анион кислотного остатка в водных растворах. Классификация кислот по различным признакам. Характеристика основных химических свойств кислот. Распространение органических и неорганических кислот.
презентация [442,5 K], добавлен 23.11.2010Сущность и состав кислот, их классификация по наличию кислорода и по числу атомов водорода. Определение валентности кислотных остатков. Виды и структурные формулы кислот, их физические и химические свойства. Результаты реакции кислот с другими веществами.
презентация [1,7 M], добавлен 17.12.2011Общее определение сложных эфиров алифатичеких карбоновых кислот. Физические и химические свойства. Методы получения сложных эфиров. Реакция этерификации и ее стадии. Особенности применения. Токсическое действие. Ацилирование спиртов галогенангидридами.
реферат [441,9 K], добавлен 22.05.2016Изучение истории открытия нуклеиновых кислот, которые были названы так потому, что впервые были открыты в ядрах клеток, и из-за наличия в их составе остатков фосфорной кислоты. Нахождение нуклеиновых кислот в природе, их химические свойства и применение.
реферат [312,3 K], добавлен 18.04.2010Карбоновые кислоты — более сильные кислоты, чем спирты. Ковалентный характер молекул и равновесие диссоциации. Формулы карбоновых кислот. Реакции с металлами, их основными гидроксидами и спиртами. Краткая характеристика физических свойств кислот.
презентация [525,6 K], добавлен 06.05.2011Классификация и разновидности производных карбоновых кислот, характеристика, особенности, реакционная способность. Способы получения и свойства ангидридов, амидов, нитрилов, сложных эфиров. Отличительные черты непредельных одноосновных карбоновых кислот.
реферат [56,0 K], добавлен 21.02.2009Ацильные соединения - производные карбоновых кислот, содержащие ацильную группу. Свойства кислот обусловлены наличием в них карбоксильной группы, состоящей из гидроксильной и карбонильной групп. Способы получения и реакции ангидридов карбоновых кислот.
реферат [174,1 K], добавлен 03.02.2009Химические, физические свойства жирных кислот. Способы производства жирных кислот: окисление парафинов кислородом воздуха; окисление альдегидов оксосинтеза кислородом. Гидрокарбоксилирование олефинов в присутствии кислот. Жидкофазное окисление олефинов.
контрольная работа [45,5 K], добавлен 15.03.2010Сущность, общая формула и методика получения дикарбоновых кислот окислением циклических кетонов. Основные свойства всех дикарбоновых кислот и уникальные признаки некоторых представителей. Ангидриды, их свойства, методы получения и использование.
доклад [66,7 K], добавлен 10.05.2009Ознакомление с классификацией и разновидностями карбоновых кислот, их главными физическими и химическими свойствами, сферах практического применения. Способы и приемы получения карбоновых кислот, их реакционная способность. Гомологический ряд и гомологи.
разработка урока [17,9 K], добавлен 13.11.2011
