Кислоты

Алмаз – самый твердый природный минерал

Так выглядят бриллианты до того, как их дарят своим возлюбленным

Алмаз является самым твердым известным природным минералом, который когда-либо находили на нашей планете. Еще одним удивительным свойством этого природного минерала является его способность к неограниченно по длительности существованию. Необходимо отметить, что алмаз –это редкий, но вместе с тем довольно широко распространенный минерал. Промышленные месторождения алмазов встречаются на всех континентах, кроме Антарктиды. Благодаря различному количеству цветов, алмазы используются в широком спектре отраслей промышленности, включая производство. При этом, несмотря на свою твердость, алмаз очень легко поцарапать – но только другим алмазом. О происхождении и возрасте алмазов до сих пор нет точных научных данных, хотя согласно результатам некоторых исследований, его возраст может варьироваться от 100 миллионов до 2,5 миллиардов лет.

Более того, известны метеоритные алмазы внеземного происхождения, так как этот самый твердый природный минерал на Земле также образуется при ударе во время падения крупных метеоритов на нашу планету. Однако наиболее удивительное свойство алмаз принимает после того, как ученые помещают его в вакуум или оставляют под воздействием инертного газа – при повышенных температурах этот минерал постепенно переходит в графит. Кстати, недавно внутри алмаза был обнаружен новый минерал. Подробнее об этом удивительном открытии мы вам уже рассказывали.

Свойства кислот

Изменение цвета индикаторов в кислой среде

Химические свойства кислот

Взаимодействие с металлами (в ряду активности находящихся до водорода), протекает с выделением газообразного водорода и образованием солей: 

Азотная и концентрированная серная кислоты проявляют свойства окислителей, и продукты реакций будут зависеть от концентрации, температуры и природы восстановителя.

Взаимодействуют с оксидами основных и амфотерных металлов с образованием солей и воды:

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

С основаниями, с образованием солей и воды (так называемая реакция нейтрализации):

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

Кислоты могут взаимодействовать с солями, если в результате реакции будет образовываться нерастворимая соль, или выделяться газ:

Сильные кислоты могут вытеснять из солей более слабые кислоты:

3H₂SO₄ + 2K₃PO₄ → 3K₂SO₄ + H₃PO₄

Краткий толковый словарь использованных в статье терминов

Углеводороды

Вещества, состоящие из углерода и водорода. Отличаются друг от друга структурой молекул.

Структурные формулы

схематические изображения молекул, где атомы обозначаются латинскими буквами, а химические связи — чёрточками.
Структурные формулы бывают развёрнутыми, упрощёнными и скелетными.

Развёрнутые структурные формулы

— такие структурные формулы, где каждый атом представлен в виде отдельного узла.

Упрощённые структурные формулы

— такие структурные формулы, где атомы водорода записаны рядом с тем элементом,
с которым они связаны. А если к одному атому крепится больше одного водорода, то количество записывается в виде числа.
Так же можно сказать, что в качестве узлов в упрощённых формулах выступают группы.

Скелетные формулы

— структурные формулы, где атомы углерода изображаются в виде пустых узлов.
Число атомов водорода, связанных с каждым атомом углерода равно 4 минус число связей, которые сходятся в узле.
Для узлов, образованных не углеродом, применяются правила упрощённых формул.

Брутто-формула

(она же истинная формула) — список всех химических элементов,
которые входят в состав молекулы, с указанием количества атомов в виде числа (если атом один, то единица не пишется)

Система Хилла

— правило, определяющее порядок следования атомов в брутто-формуле:
первым ставится углерод, затем водород, а далее остальные элементы в алфавитном порядке.
Это а система используется очень часто. И все брутто-формулы в этой статье записаны по системе Хилла.

Функциональные группы

Устойчивые сочетания атомов, которые сохраняются в процессе химических реакций.
Часто функциональные группы имеют собственные названия, влияют на химические свойства и научное название вещества

Классификация неорганических веществ с примерами соединений

Как мы видим, прежде всего все неорганические вещества делятся на простые и сложные:

Простыми веществами называют такие вещества, которые образованы атомами только одного химического элемента. Например, простыми веществами являются водород H₂, кислород O₂, железо Fe, углерод С и т.д.

Среди простых веществ различают металлы, неметаллы и благородные газы:

Металлы образованы химическими элементами, расположенными ниже диагонали бор-астат, а также всеми элементами, находящимися  в побочных группах.

Благородные газы образованы химическими элементами VIIIA группы.

Неметаллы образованы соответственно химическими элементами, расположенными выше диагонали бор-астат, за исключением всех элементов побочных подгрупп и благородных газов, расположенных в VIIIA группе:

Названия простых веществ чаще всего совпадают с названиями химических элементов, атомами которых они образованы. Однако для многих химических элементов широко распространено такое явление, как аллотропия. Аллотропией называют явление, когда один химический элемент способен образовывать несколько простых веществ. Например, в случае химического элемента кислорода возможно существование молекулярных соединений с формулами O₂ и O₃. Первое вещество принято называть кислородом так же, как и химический элемент, атомами которого оно образовано, а второе вещество (O₃) принято называть озоном. Под простым веществом углеродом может подразумеваться любая из его аллотропных модификаций, например, алмаз, графит или фуллерены. Под простым веществом фосфором могут пониматься такие его аллотропные модификации, как белый фосфор, красный фосфор, черный фосфор.

Номенклатура неорганических кислот и солей

Номенклатура стереохимическая

Пред­на­зна­че­на для обо­зна­че­ния строе­ния мо­ле­кул про­стран­ст­вен­ных изо­ме­ров. Для обо­зна­че­ния энан­тио­ме­ров поль­зу­ют­ся сис­те­ма­ми D,L или R,S. В пер­вом слу­чае кон­фи­гу­ра­цию со­еди­не­ний (ами­но­кис­ло­ты, гид­ро­кси­кис­ло­ты, уг­ле­во­ды), имею­щих в фор­му­лах Фи­ше­ра (изо­бра­же­ние на плос­ко­сти про­стран­ст­вен­ных струк­тур с асим­мет­рич. ато­ма­ми: асим­мет­рич. атом обыч­но не изо­бра­жа­ют; за­мес­ти­те­ли, на­хо­дя­щие­ся пе­ред плос­ко­стью, рас­по­ла­га­ют сле­ва и спра­ва; за плос­ко­стью – ввер­ху и вни­зу, со­еди­няя пунк­ти­ром) ами­но- или гид­ро­кси­груп­пу сле­ва, обо­зна­ча­ют зна­ком L, спра­ва – D (ана­ло­гич­но кон­фи­гу­ра­ции энан­тио­ме­ров гли­це­ри­но­во­го аль­де­ги­да). В R,S-сис­те­ме оп­ре­де­ля­ют стар­шин­ст­во за­мес­ти­те­лей при хи­раль­ном цен­тре (стар­шим счи­та­ют­ся за­мес­ти­те­ли с бо́льшим атом­ным но­ме­ром); обо­зна­че­ние R по­лу­ча­ет энан­тио­мер, в ко­то­ром при рас­смот­ре­нии мо­де­ли со сто­ро­ны, про­ти­во­по­лож­ной млад­ше­му за­мес­ти­те­лю, стар­шин­ст­во ос­таль­ных за­мес­ти­те­лей па­да­ет по ча­со­вой стрел­ке; па­де­ние стар­шин­ст­ва про­тив ча­со­вой стрел­ки – S. Для гео­мет­рич. изо­ме­ров упот­реб­ля­ют обо­зна­че­ния цис- и транс- (оди­на­ко­вые или род­ст­вен­ные за­мес­ти­те­ли рас­по­ло­же­ны со­от­вет­ст­вен­но по од­ну и по раз­ные сто­ро­ны плос­ко­сти двой­ной свя­зи или цик­ла) ли­бо Z,E (стар­шие за­мес­ти­те­ли при двой­ной свя­зи рас­по­ло­же­ны по од­ну или по раз­ные сто­ро­ны плос­ко­сти двой­ной свя­зи со­от­вет­ст­вен­но). Для диа­сте­ре­о­ме­ров, в ко­то­рых оди­на­ко­вые или род­ст­вен­ные за­мес­ти­те­ли рас­по­ла­га­ют­ся в про­ек­ци­он­ной фор­му­ле на од­ной или про­ти­во­по­лож­ных сто­ро­нах, вве­де­ны обо­зна­че­ния со­от­вет­ст­вен­но эрит­ро- и трео-. Для обо­зна­че­ния кон­фор­ма­ций мо­ле­ку­лы ука­зы­ва­ют ве­ли­чи­ну ди­эд­раль­но­го уг­ла ме­ж­ду стар­ши­ми за­мес­ти­те­ля­ми при свя­зи C─C, ко­то­рый от­счи­ты­ва­ют в на­прав­ле­нии дви­же­ния по ча­со­вой стрел­ке и вы­ра­жа­ют в ус­лов­ных еди­ни­цах (од­на еди­ни­ца рав­на 60°), ли­бо ис­поль­зу­ют сло­вес­ные обо­зна­че­ния рас­по­ло­же­ния стар­ших за­мес­ти­те­лей в фор­му­лах (про­ек­ци­ях) Нью­ме­на (изо­бра­же­ние на плос­ко­сти трёх­мер­ных струк­тур мо­ле­кул на­сы­щен­ных со­еди­не­ний, в ко­то­ром рас­смат­ри­вае­мая C─C-связь пер­пен­ди­ку­ляр­на плос­ко­сти чер­те­жа). См. так­же Изо­ме­рия и Кон­фор­ма­ци­он­ный ана­лиз.

Литература

• Robert Siegfried. From elements to atoms: a history of chemical composition (англ.). — American Philosophical Society, 2002. — ISBN 978-0-87169-924-4.
• Silberberg, Martin. Chemistry: The Molecular Nature Of Matter and Change. New York: McGraw-Hill Companies, 2004. ISBN 0-07-310169-9

1. Спирты // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
2. Высшие жирные спирты (области применения, методы производства, физико-химические свойства) / Под редакцией С. М. Локтева. — М.: «Химия», 1970. — 329 с.
3. Курц А. Л., Брусова Г. П., Демьянович В. М. . Учебные материалы. Органическая химия. ChemNet. Химический факультет МГУ (1999). Дата обращения 10 июля 2010.
4. Маркизова Н. Ф., Гребенюк А. Н., Башарин В. А., Бонитенко Е. Ю. Спирты. — СПб.: «Фолиант», 2004. — 112 с. — (Токсикология для врачей). — ISBN 5-93929-089-2.
5. Реутов О. А., Курц А. Л., Бутин К. П. Органическая химия. — 3-е изд.. — М: Бином. Лаборатория знаний, 2010. — Т. 2. — ISBN 978-5-94774-614-9.
6. . Энциклопедия по охране и безопасности труда. Том IV. Раздел XVIII. Справочники. Обзор химических соединений. Институт промышленной безопасности, охраны труда и социального партнерства. Дата обращения 27 декабря 2010.

• Химия. Справочное руководство. Пер. с нем. Л., Химия 1975, сс. 240—242.
• Химическая Энциклопедия в 5 томах. ред. И. Л. Кнунянц. 5 том.
• Альдегид // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• Кнунянц И. Л. и др. т.1 А-Дарзана // Химическая энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — 623 с. — 100 000 экз.
• Сайкс П. Механизмы реакций в органической химии. М.: Химия. 1991
• Адамс М. Карбоновые кислоты в органике. М.: Химия. 1990
• Дж. Роберт, М.Касерио «Основы органической химии» т. 1 Издание 2-е, дополненное. 1978
• Амиды // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• Кнунянц И. Л. и др. т.1 А-Дарзана // Химическая энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — 623 с. — 100 000 экз.

Применение кислот

В настоящее время, минеральные и органические кислоты находят множество сфер применения.  

Серная кислота (H₂SO₄), находит широкое применение в химической технологии, для производства лакокрасочных материалов, производстве минеральных удобрений, в пищевой промышленности (пищевая добавка Е513), в качестве электролита в производстве аккумуляторных батарей.

Раствор двухромовокислого калия в серной кислоте (хромовая смесь) используются в лабораториях для мытья химической посуды. Являясь сильным окислителем, хромка позволяет отмывать посуду от следов загрязнений органическими веществами. Так же, хромовая смесь используется в органическом синтезе.

Борная кислота (H₃BO₃) используется в медицине как антисептик, в качестве флюса при пайке металлов, как борсодержащее удобрение, в домашнем хозяйстве используется как средство от тараканов.

Широко известны в домашнем использовании при выпечке уксусная и лимонная кислоты. Также в быту их используют для удаления накипи.

Знакомая всем с детства аскорбиновая кислота, более известная в народе как витамин С, применяется при лечении простудных заболеваний.

Азотная кислота (HNO₃) находит применение при производстве взрывчатых веществ, при производстве минеральных азотсодержащих удобрений (аммиачная, калиевая селитра), в производстве лекарственных средств (нитроглицерин).

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильные кислоты

Такие кислоты, которые полностью диссоциируют в воде, производя катионы водорода H+ и анионы.
Пример сильной кислоты — соляная кислота HCl:

Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄

Список сильных кислот

• HCl — соляная кислота
• HBr — бромоводород
• HI — йодоводород
• HNO₃ — азотная кислота
• HClO₄ — хлорная кислота
• H₂SO₄ — серная кислота

Слабые кислоты

Растворяются в воде только частично, например, HF:

Сильную и слабую кислоту можно различить измеряя проводимость растворов: проводимость зависит от количества ионов,
чем сильнее кислота тем она более диссоциирована, поэтому чем сильнее кислота тем выше проводимость.

Список слабых кислот

• HF фтороводородная
• H₃PO₄ фосфорная
• H₂SO₃ сернистая
• H₂S сероводородная
• H₂CO₃ угольная
• H₂SiO₃ кремниевая

Сильные основания

Сильные основания полностью диссоциируют в воде:

К сильным основаниям относятся гидроксиды металлов первой (алкалины, щелочные металы) и второй (алкалинотеррены,
щёлочноземельные металлы) группы.

Список сильных оснований

• NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
• KOH гидроксид калия (едкое кали)
• LiOH гидроксид лития
• Ba(OH)₂ гидроксид бария
• Ca(OH)₂ гидроксид кальция (гашеная известь)

Слабые основания

В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH-:

Большинство слабых оснований — это анионы:

Список слабых оснований

• Mg(OH)₂ гидроксид магния
• Fe(OH)₂ гидроксид железа (II)
• Zn(OH)₂ гидроксид цинка
• NH₄OH гидроксид аммония
• Fe(OH)₃ гидроксид железа (III)

Буфферный раствор

Растворы, которые сохраняют уровень pH при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного
основания, в основном состоят из:

• Смесь слабой кислоты, соответствующей соли и слабого основания
• Слабое основание, соответствующая соль и сильная кислота

Для подготовки буфферного раствора определённой кислотности необходимо смешать слабую кислоту или основание
с соответствующей солью, при этом необходимо учесть:

• Интервал pH в котором буфферный раствор будет эффективен
• Ёмкость раствора — количество сильной кислоты или сильного основания, которые можно добавить не повлияв
  на pH раствора
• Не должно происходить нежелаемых реакций, которые могут изменить состав раствор

История

Для формулирования понятия про химическое соединение важное значение имел закон постоянства состава, открытый Жозефом Прустом в 1799 году. Этот закон утверждает, что независимо от того, каким образом было получено определённое соединение, оно всегда состоит из одних и тех же химических элементов, причём отношение масс этих элементов выражается малыми целыми числами

Через несколько лет, в году Джон Дальтон сформулировал закон кратных отношений, согласно которому в случае, когда из определённых элементов могут образовываться два соединения, с определённой массой первого из них сочетаются такие массы другого, что отношение их тоже даёт целое число. Эти два утверждения подготовили путь к пониманию атомного строения вещества.

Понятие структурной формулы ввёл в 1850-тые годы немецкий химик Фридрих Август Кекуле фон Штрадониц.