Как выглядит кислота


Кислоты: классификация и химические свойства

Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.

По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H2SO4 серная кислота, H2SO3 сернистая кислота, HNO3 азотная кислота, H3PO4 фосфорная кислота, H2CO3 угольная кислота, H2SiO3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H2S сероводородная кислота).

В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H2SO4 двухосновная и т.д.

 

К И С Л О Т Ы

 

 Одноосновные

 Двухосновные

 Трехосновные

 HNO3 азотная

 HF фтороводородная

 HCl хлороводородная

 HBr бромоводородная

 HI иодоводородная

 H2SO4 серная

 H2SO3 сернистая

 H2S сероводородная

 H2CO3 угольная

 H2SiO3 кремниевая

 H3PO4 фосфорная

Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.

Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.

Кислотные остатки могут состоять из одного атома  (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO3, -PO4, -SiO3) – это сложные остатки.

В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:

H2SO4 + CuCl→ CuSO4 + 2 HCl↑

Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,

H2SO4 – H2O → SO3. Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H2SO4 – серная; H2SO3 – угольная; H2SiO3 – кремниевая  и т.д.

Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO3  азотная, HNO– азотистая.

Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

H2 + S → H2S.

Растворы полученных газообразных веществ HCl  и H2S и являются кислотами.

При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.

Химические свойства кислот

Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются  в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.

Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах — они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.

Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):

H2SO4 + Ca(OH)→ CaSO4 + 2 H2O.

Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.

Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:

1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;

2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H+).

При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO+ 2 H2O.

Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь.
Первый урок – бесплатно!

Зарегистрироваться

© blog.tutoronline.ru, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Общая характеристика кислот — урок. Химия, 8–9 класс.

Кислотами называют сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться металлами, и кислотных остатков.

Кислотным остатком называют часть молекулы кислоты, соединённую с атомами водорода.


При замещении водорода в кислотах металлами в состав образующихся солей кислотные остатки переходят в неизменном виде. Если кислотный остаток в кислоте соединён с одним атомом водорода, то он одновалентен, если с двумя — двухвалентен, если с тремя — трёхвалентен и т. д.

Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода, способных замещаться металлами.

Формулы и названия некоторых кислот приведены в таблице.


Важнейшие неорганические кислоты

                                                                                 

Название кислоты

Формула кислоты

Формула

кислотного остатка

Название соли этой кислоты

Фтороводородная (плавиковая)

HF

−F

 Фторид

Хлороводородная (соляная)

HCl

−Cl

 Хлорид

Бромоводородная

HBr

−Br

 Бромид

Угольная

h3CO3

=CO3

 Карбонат

Кремниевая

=SiO3

 Силикат

Азотная

HNO3

−NO3

 Нитрат

Ортофосфорная

(фосфорная)

h4PO4

≡PO4

 Ортофосфат

 (фосфат)

Серная

h3SO4

=SO4

 Сульфат

Сернистая

h3SO3

 Сульфит

Сероводородная

h3S

=S

 Сульфид

Представителем органических кислот является уксусная кислота Ch4COOH. Хотя в молекуле этой кислоты — четыре атома водорода, только один из них (входящий в состав группы СООН) может быть замещён металлом. Поэтому кислотный остаток уксусной кислоты является одновалентным.

 

Источники:

Оржековский П. А. и др.  Химия: 8-й класс. — Москва: АСТ: Астрель, 2013.

Габриелян О. С. Химия: 8-й класс. — Москва: Дрофа, 2002.

 

Кислоты — классификация, свойства, получение и применение.

Кислоты (неорганические, минеральные) — это сложные соединения состоящие из катиона водорода (H+) и аниона кислотного остатка(SO32-, SO42-, NO3  и т.д). 

Кислотам дали такое название не просто так. Большинство из них имеют кислый вкус. С некоторыми из них знаком каждый из вас. Это, например, уксусная кислота, которая есть в каждом доме, аскорбиновая кислота (она же витамин C), лимонная кислота и т.д. Но не стоит все кислоты пробовать на вкус. Кислоты являются очень едкими веществами. Даже всем нам привычная и известная аскорбиновая кислота в большой концентрации будет вредна нашему организму. А от более сильных кислот — серной, соляной и даже уксусной — можно получить очень сильные ожоги, вплоть до летального исхода. Поэтому при работе с кислотами нужно быть осторожными, а также соблюдать технику безопасности!!!

Таблица названий некоторых кислот и их солей

Название кислотыФормулаНазвание соли
СернаяH2SO4Сульфат
СернистаяH2SO3Сульфит
СероводороднаяH2SСульфид
Соляная (хлористоводородная)HClХлорид
Фтороводородная (плавиковая)
HFФторид
БромоводороднаяHBrБромид
ЙодоводороднаяHIЙодид
АзотнаяHNO3Нитрат
АзотистаяHNO2Нитрит
ОртофософорнаяH3PO4Фосфат
УгольнаяH2CO3Карбонат
КремниеваяH2SiO3Силикат
УксуснаяCH3COOHАцетат

Классификация кислот

По содержанию кислорода
Кислородсодержащие (H2SO4) Бескислородные (HCl)
По количеству содержащихся катионов водорода (H+)
Одноосновные (HCl)Двухосновные (H2SO4)Трёхосновные (H3PO4)

Понятие «одноосновная кислота» произошло по причине того, что для нейтрализации одной молекулы одноосновной кислоты нам понадобится одна молекула основания. для двухосновной — соответственно две молекулы и т. д.

По растворимости (в воде)
Растворимые (HCl)Нерастворимые (H2SiO3)
По силе (степени диссоциации)
Сильные (H2SO4)Слабые (CH3COOH)
По летучести
Летучие (H2S)Нелетучие (H2SO4)
По устойчивости
Устойчивые (H2SO4)Неустойчивые (H2CO3)

Свойства кислот

Изменение цвета индикаторов в кислой среде

ИндикаторНейтральная средаКислая среда
Метилоранжоранжевыйкрасный
Лакмусфиолетовыйкрасный
Фенолфталеинбесцветныйбесцветный
Бромтимоловый синийзеленыйжелтый
бромкрезоловый зеленыйсинийжелтый

Химические свойства кислот

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

H2SO4 + 2Na → Na2SO4 + H2

Металлы, находящиеся в ряду активности после водорода,  не вступают в реакцию с кислотой (кроме концентрированной серной кислоты).

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:

H2SO4 + K2CO3 → K2SO4 + H2O + CO2

  • Сильные кислоты могут вытеснять из солей более слабые кислоты:

3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4

Получение кислот

  • Взаимодействие кислотного оксида с водой:

H2O + SO3 →H2SO4

  • Взаимодействие водорода и неметалла:

H2 + Cl2 → 2HCl

  • Вытеснение слабой кислоты из солей, более сильной кислотой:

3H2SO4 + 2K3PO4 → 3K2SO4 + H3PO4

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 (H3BO3используется 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).

8 сильнейших кислот, известных нам

Что делает кислоту сильной или слабой? Чтобы ответить на этот вопрос, нам сначала нужно взглянуть на определение кислоты. Это химическое соединение, которое принимает электроны и / или отдает (диссоциирует) ионы водорода, также известные как протоны.

Следовательно, уровни кислотности кислоты зависят от ее способности диссоциировать ионы водорода, т.е. чем больше число ионов водорода, продуцируемых кислотой в растворе, тем более кислым он является. Теперь, прежде чем мы перейдем к списку сильнейших кислот на Земле, есть определенные термины и определения, с которыми вам необходимо ознакомиться.

Константа диссоциации кислоты (Ka): иногда известная как константа ионизации кислоты или просто кислотная константа - это количественно выраженная сила кислоты в водном растворе. С одной стороны, когда pH или «мощность водорода» определяют уровень основности или, в этом случае, кислотность любого раствора, константа диссоциации кислоты говорит нам о концентрации ионов водорода [H +] или ионов гидрония [h4O +] в растворе.

Это подводит нас к другому связанному и важному показателю кислотности pKa. Это в основном отрицательный целочисленный логарифм Ka

pKa = -log10Ka

Чем сильнее кислота, тем ниже значения pKa.

Уксусная кислота отдает протон (в зеленом цвете) воде, чтобы произвести ион гидрония и ион ацетата. (Кислород в красном, водород в белом и углерод в черном)

Функция кислотности Гаммета: (H o) Всем нам известна шкала pH, которая обычно используется для измерения уровней кислотности или основности химических веществ, но когда речь идет о суперкислотах, она просто становится бесполезной, поскольку их уровни кислотности в миллион раз больше, чем серная и соляная кислоты.

Таким образом, чтобы измерить суперкислоты на основе их уровней кислотности, исследователи придумали функцию кислотности Гаммета. Первоначально он был предложен американским физическим химиком Луи Плаком Гаммет.

Суперкислота. Суперкислота - это просто кислота с уровнем кислотности более 100% -ной серной кислоты с функцией кислотности Гаммета ниже -12. В более технических терминах его можно определить как среду, в которой химический потенциал протона выше, чем в чистой серной кислоте.

8. Серная кислота

Серная кислота (98%) на листе бумаги

Химическая формула : H2SO4
pKa значение : -3
Ho значение : 12

Серная кислота или купорос не нуждаются в формальном введении. Он не имеет запаха, цвета и вызывает интенсивную экзотермическую реакцию при смешивании с водой. Серная кислота является важным химическим веществом, которое необходимо для многих отраслей промышленности, таких как сельское хозяйство, очистка сточных вод и нефтепереработка. Она также используется в кислотах аккумулятора и чистящих средствах.

Она также играет важную роль в изучении кислот в целом. Серная кислота служит базовым эталоном для сравнения уровней кислотности суперкислот или кислот. Хотя существует несколько способов получения серной кислоты, обычно используют контактный процесс и влажный процесс серной кислоты.

SO 4 может нанести значительный ущерб коже человека при прямом контакте. Это также очень разъедает многие металлы. Химическое вещество гораздо более агрессивно и опасно, когда присутствует в высокой концентрации, благодаря своим превосходным окислительным и дегидратирующим свойствам.

7. Соляная кислота

Химическая формула: HCl
pK значение: -5,9

Подобно серной кислоте, соляная кислота также является важным химическим веществом, которое широко используется в лабораториях и различных отраслях промышленности. Соляная кислота была обнаружена где-то около 800 г. н.э. иранским ученым-эрудитом по имени Джабир ибн Хайян.

Те, кто задаются вопросом, почему соляная кислота сильнее серной кислоты, несмотря на то, что последняя является контрольной точкой для суперкислот, причина этого заключается в том, что серная кислота является дипротоновой кислотой, которая обычно не полностью диссоциирует.

Другими словами, HCl сильнее серной кислоты, поскольку ее ионы водорода (HCl) легко отделяются от хлорида по сравнению с сульфат-ионом из серной кислоты. Так или иначе, соляная кислота в основном используется в тяжелой промышленности для удаления ржавчины с железа и стали перед дальнейшей обработкой. Кроме того, это жизненно важный компонент в производстве органических (винилхлорид используется для ПВХ) и многих неорганических соединений.

6. Трифторметансульфоновая кислота

Трифторметансульфоновая кислота

Химическая формула: CF SO H
pK значение: -14,7

Трифторметансульфоновая кислота, наиболее известная как трифликовая кислота, была впервые синтезирована / обнаружена Робертом Хазелдином, британским химиком, еще в 1954 году. Она известна своей замечательной химической и термической стабильностью. В то время как другие сильные кислоты, такие как азотная и хлорная кислоты, подвержены окислению, трифликовая кислота - нет.

Трифликовая кислота используется во многих протонированиях и титрованиях (количественный анализ химического состава). Важная причина, по которой трифликовая кислота является предпочтительной в определенных случаях, заключается в том, что она не  сульфонирует другие вещества, что характерно для хлорсульфоновой кислоты и серной кислоты.

Излишне говорить, что это чрезвычайно опасно. Любой контакт кожи с кислотой может вызвать серьезные ожоги и может привести к незначительному повреждению тканей. Это может также вызвать отек легких и судороги и другие критические условия при вдыхании.

5. Фторсульфоновая кислота

Химическая формула: HSO F
значение : -15.1
pK значение : -10

Фторосерная кислота или серно-фтористоводородная кислота (официальное название) является второй сильнейшей однокомпонентной кислотой, доступной сегодня. Это желтый на вид и, конечно, очень едкий / токсичный. HSO F обычно получают путем взаимодействия фтористого водорода с триоксидом серы, и в сочетании с пентафторидом сурьмы он образует «волшебную кислоту», гораздо более сильную кислоту и протонирующий агент.

Кислота может быть использована для алкилирования углеводородов (с алкенами) и изомеризации алканов, а также для травления стекла (художественное стекло). Это обычный фторирующий агент в лабораториях.

4. Хлорная кислота

Химическая формула: HClO 4
pK значение: -10, -15.2

Хлорная кислота является одной из самых сильных кислот Бренстеда-Лоури, которые обладают сильными окислительными свойствами и обладают высокой коррозионной активностью. Традиционно ее получают обработкой перхлората натрия соляной кислотой (HCl), которая также создает хлорид натрия.

NaClO4 + HCl → NaCl + HClO4

В отличие от других кислот, хлорная кислота не подвержена гидролизу. Это также одна из самых регулируемых кислот в мире. Еще в 1947 году в Лос-Анджелесе, штат Калифорния, около 150 человек получили ранения и 17 человек погибли в результате химического взрыва, в котором содержалось почти 75% хлорной кислоты (по объему) и 25% ангидрида уксусной кислоты. Также было повреждено более 250 близлежащих зданий и транспортных средств.

Несмотря на взрывную природу, хлорная кислота широко используется и даже предпочтительна в некоторых типах синтеза. Это также важный компонент перхлората аммония, который используется в современном ракетном топливе.

3. Фторированная карборановая кислота

Общая структура карбоновой кислоты

Химическая формула : H (CHB 11 F 11 )
o  значение: -18
pK a  значение : -20

Карборановые кислоты являются одной из самых сильных групп суперкислот, известных человеку, немногие из которых, как считается, имеют значение функции кислотности Гамметта, равное -18, что более чем в миллион раз выше уровня кислотности, чем чистая (100%) серная кислота.

Одним из таких членов этой группы является фторированная карборановая кислота . Хотя о существовании такого химического вещества первоначально сообщалось в 2007 году, исследователи смогли в полной мере изучить его природу только в 2013 году. До его открытия корона сильнейшей кислоты Бренстеда перешла к сильно хлорированной версии этого семейства суперкислот.

Фторированный карборан является единственной известной кислотой, которая может протонировать (переносить ион водорода) диоксид углерода с образованием катионов, соединенных водородом . В отличие от этого, CO 2 не подвергается какой-либо заметной протонации при обработке другими суперкислотами, такими как магическая кислота и HF-SbF5.

2. Волшебная кислота

Химическая формула : FSO 3 H · SbF 5
o  значение : -23

FSO 3 H · SbF 5 , наиболее известный как магическая кислота, получают смешением фторсерной кислоты и пентафторида сурьмы в молярном соотношении 1: 1. Эта сверхкислотная система была впервые разработана в 1966 году исследователями из лаборатории Джорджа Олаха, Университета Case Western Reserve в Огайо.

Его довольно причудливое название было установлено после официального события в 1966 году, когда сотрудник лаборатории Олаха продемонстрировал протонирование углеводородов, в котором парафиновая свеча «волшебным образом» растворилась и превратилась в раствор трет-бутильного катиона после того, как она была помещена в то, что сейчас известно как волшебная кислота.

Хотя Волшебная кислота обычно используется для стабилизации ионов углерода в растворах, она имеет несколько других важных промышленных применений. Например, он может ускорить изомеризацию насыщенных углеводородов и даже протоната метана, ксенона и галогенов, которые все являются слабыми основаниями.

1. Фтороантимоновая кислота

Химическая формула : H 2 FSbF 6
o значение : -15 (в чистом виде), -28 (с> 50 мол.%)

Фторантимоновая кислота является, пожалуй, самой сильной из всех известных суперкислот, основанных на значениях функции кислотности Гаммета. Его получают путем смешивания фтористого водорода с пентафторидом сурьмы, как правило, в соотношении 2: 1. Эта реакция носит экзотермический характер.

Этот суперкислота имеет несколько важных применений в химическом машиностроении и нефтехимической промышленности. Например, его можно использовать для отделения метана и Н 2 от неопентана и изобутана (оба алкана) соответственно.

Неудивительно, что H 2 FSbF 6 чрезвычайно агрессивен и может подвергаться сильному гидролизу при контакте с водой. Как и большинство суперкислот, фторантимоновая кислота может питаться прямо через стекло, поэтому она должна храниться в контейнерах из политетрафторэтилена.

Теперь, большинство из вас, возможно, наткнулись на карбоновые кислоты (либо хлорированная карбоновая кислота, либо фторированная карборановая кислота), когда искали «самые сильные кислоты в мире». Ну, технически они верны, так как карбоновые кислоты являются самыми сильными известными однокомпонентными кислотами на Земле, гораздо более кислыми, чем подобные хлорной и трифликовой кислотам (фтороантимоновая кислота на самом деле является смешанной кислотой).

Неорганические кислоты — Википедия

Неоргани́ческие (минера́льные) кисло́ты — неорганические вещества, обладающие комплексом физико-химических свойств, которые присущи кислотам. Вещества кислотной природы известны для большинства химических элементов за исключением щелочных и щёлочноземельных металлов.

Свойства и классификация неорганических кислот[править | править код]

Формы существования и агрегатное состояние[править | править код]

Большинство неорганических кислот при обычных условиях существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (ортофосфорная, борная, вольфрамовая, поликремниевые (гидраты SiO2) и др.). Кислотами также являются водные растворы некоторых газообразных соединений (галогеноводородов, сероводорода H2S, диоксида азота NO2, диоксида углерода CO2 и др.). Некоторые кислоты (например, угольную Н2СО3, сернистую Н2SO3, хлорноватистую HClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений, они существуют только в растворе.

По химическому составу различают бескислородные кислоты (HCl, H2S, HF, HCN) и кислородсодержащие (оксокислоты)(H2SO4, H3PO4)[1]. Состав бескислородных кислот можно описать формулой: HnХ, где Х — химический элемент образующий кислоту (галоген, халькоген) или бескислородный радикал: например, бромоводородная HBr, циановодородная HCN, азидоводородная HN3 кислоты. В свою очередь, все кислородсодержащие кислоты имеют состав, который можно выразить формулой: Нnm, где X — химический элемент, образующий кислоту.

Таутомерные формы родановодородной кислоты Таутомерные формы фосфористой кислоты

Атомы водорода в кислородсодержащих кислотах чаще всего связаны с кислородом полярной ковалентной связью. Известны кислоты с несколькими (чаще двумя) таутомерными или изомерными формами, которые различаются положением атома водорода:

Отдельные классы неорганических кислот образуют соединения, в которых атомы кислотообразующего элемента образуют молекулярные гомо- и гетерогенные цепные структуры. Изополикислоты — это кислоты, в которых атомы кислотообразующего элемента связаны через атом кислорода (кислородный мостик). Примерами выступают полисерные H2S2O7 и H2S3O10 и полихромовые кислоты H2Cr2O7 и H2Cr3O10. Кислоты с несколькими атомами разных кислотообразующих элементов, соединенных через атом кислорода, называются гетерополикислотами. Существуют кислоты, молекулярная структура которых образована цепочкой одинаковых кислотообразующих атомов, например в политионовых кислотах H2SnO6 или в сульфанах H2Sn, где n≥2.

Отдельно выделяют пероксокислоты — кислоты, содержащие пероксогруппы [–O–O–], например пероксомоносерная H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты. Тиокислотами называют кислоты, содержащие вместо атомов кислорода атомы серы, например тиосерная кислота H2SO3S. Существуют и комплексные кислоты, например: H2[SiF6], H[AuCl4], H4[Fe(CN)6] и др.

Равновесные процессы в водных растворах[править | править код]

Химические свойства кислот определяются способностью их молекул диссоциировать в водной среде с образованием гидратированных ионов H+ и анионов кислотных остатков А:

HA+h3O⇄h4O++A−{\displaystyle {\mathsf {HA+H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}+A^{-}}}}
HA→H++A−{\displaystyle {\mathsf {HA\rightarrow H^{+}+A^{-}}}} (упрощённая запись)

В зависимости от значения константы химического равновесия, также называемой константой кислотности Ka[2], выделяют сильные и слабые кислоты:

HCl→H++Cl−  Ka 107{\displaystyle {\mathsf {HCl\rightarrow H^{+}+Cl^{-}\ \ K_{a}~10^{7}}}}
HNO2→H++NO2−  Ka 10−5{\displaystyle {\mathsf {HNO_{2}\rightarrow H^{+}+NO_{2}^{-}\ \ K_{a}~10^{-5}}}}

Из числа распространённых кислот к сильным относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная. Азотистая HNO2, угольная H2CO3 (CO2·H2O), фтороводородная HF – примеры слабых кислот. Также используется более детальная классификация по значению Ka на очень слабые (≤10−7), слабые (~10−2), средней силы (~10−1), сильные (~103), очень сильные (≥108).

Для неорганических кислородсодержащих кислот вида HnXOm известно эмпирическое правило, по которому значение первой константы связано со значением (m – n). При (m – n) = 0 кислота очень слабая, при 1 - слабая, при 2 - сильная, и, наконец, при 3 - кислота очень сильная[3]:

Кислота Значение
(m – n)
Ka
HClO 0 10−8
H3AsO3 0 10−10
Н23 1 10−2
Н3РО4 1 10−2
HNO3 2 101
H2SO4 2 103
HClO4 3 1010

Данная закономерность обусловлена усилением поляризации связи Н-О вследствие сдвига электронной плотности от связи к электроотрицательному атому кислорода по подвижным π-связям Э=O и делокализацией электронной плотности в анионе.

Неорганические кислоты обладают свойствами, общими для всех кислот, среди которых: окрашивание индикаторов, растворение активных металлов с выделением водорода (кроме HNO3), способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:

2HCl+Mg→MgCl2+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2HCl+Mg\rightarrow MgCl_{2}+H_{2}\uparrow }}}
HNO3+NaOH→NaNO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {HNO_{3}+NaOH\rightarrow NaNO_{3}+H_{2}O}}}
2HCl+CaO→CaCl2+h3O{\displaystyle {\mathsf {2HCl+CaO\rightarrow CaCl_{2}+H_{2}O}}}

Число атомов водорода, отщепляемых от молекулы кислоты и способных замещаться на металл с образованием соли, называется основностью кислоты. Кислоты можно разделить на одно-, двух- и трехосновные. Кислоты с более высокой основностью неизвестны.

Одноосновными являются многие неорганические кислоты: галогеноводородные вида HHal, азотная HNO3, хлорная HClO4, роданистоводородная HSCN и др. Серная H2SO4, хромовая H2CrO4, сероводородная H2S служат примерами двухосновных кислот и т. д.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя константа кислотности, причем всегда каждая последующая Кa меньше предыдущей ориентировочно на пять порядков. Ниже показаны уравнения диссоциации трехосновной ортофосфорной кислоты:

h4PO4⇄H++h3PO4−  Ka1=7⋅10−3{\displaystyle {\mathsf {H_{3}PO_{4}\rightleftarrows H^{+}+H_{2}PO_{4}^{-}\ \ K_{a1}=7\cdot 10^{-3}}}}
h3PO4−⇄H++HPO42−  Ka2=6⋅10−8{\displaystyle {\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}\rightleftarrows H^{+}+HPO_{4}^{2-}\ \ K_{a2}=6\cdot 10^{-8}}}}
HPO42−⇄H++PO43−  Ka3=1⋅10−12{\displaystyle {\mathsf {HPO_{4}^{2-}\rightleftarrows H^{+}+PO_{4}^{3-}\ \ K_{a3}=1\cdot 10^{-12}}}}

Основность определяет число рядов средних и кислых солей − производных кислоты[4].

К замещению способны только атомы водорода, входящие в состав гидроксигрупп −OH, поэтому, например, ортофосфорная кислота H3PO4 образует средние соли - фосфаты вида Na3PO4, и два ряда кислых − гидрофосфаты Na2HPO4 и дигидрофосфаты NaH2PO4. Тогда как, у фосфористой кислоты H2(HPO3) только два ряда − фосфиты и гидрофосфиты, а у фосфорноватистой кислоты H(H2PO2) − только ряд средних солей − гипофосфитов.

Исключение составляет борная кислота H3BO3, которая в водном растворе существует в виде одноосновного гидроксокомплекса:

h4BO3+2h3O⇄h4O+[B(OH)4]−{\displaystyle {\mathsf {H_{3}BO_{3}+2H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}[B(OH)_{4}]^{-}}}}

Современные теории кислот и оснований значительно расширяют понятие кислотных свойств. Так, кислота Льюиса — вещество, молекулы или ионы которого способны принимать электронные пары, в том числе и не содержащие ионов водорода: например, катионы металлов (Ag+, Fe3+), ряд бинарных соединений (AlCl3, BF3, Al2O3, SO3, SiO2). Протонные кислоты рассматриваются теорией Льюиса как частный случай класса кислот.

Окислительно-восстановительные свойства[править | править код]

Все пероксокислоты и многие кислородсодержащие кислоты (азотная HNO3, серная H2SO4, марганцовая HMnO4, хромовая Н2CrO4, хлорноватистая HClO и др.) — сильные окислители. Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей; при том окислительные свойства сильно ослабевают при разбавлении кислот (например, свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты). Неорганические кислоты также всегда менее термически устойчивы, чем их соли. Указанные различия связаны с дестабилизирующим действием сильнополяризованного атома водорода в молекуле кислоты. Наиболее выразительно это проявляется в свойствах кислородсодержащих кислот-окислителей, например, хлорной и серной. Этим же объясняется невозможность существования вне раствора ряда кислот при относительной стабильности их солей. Исключение составляет азотная кислота и её соли, проявляющие сильно выраженные окислительные свойства вне зависимости от разбавления раствора. Такое поведение связано с особенностями строения молекулы HNO3.

Номенклатура неорганических кислот прошла долгий путь развития и складывалась постепенно. Наряду с систематическими названиями кислот широко применяются традиционные и тривиальные. Некоторые распространённые кислоты могут в различных источниках иметь разные названия: например, водный раствор HCl может именоваться соляной, хлороводородной, хлористоводородной кислотой.

Традиционные русские названия кислот образованы прибавлением к названию элемента морфем -ная или -овая (хлорная, серная, азотная, марганцовая). Для разных кислородсодержащих кислот, образованных одним элементом, используется -истая для более низкой степени окисления (сернистая, азотистая). В ряде случаев для промежуточных степеней окисления дополнительно используются морфемы -новатая и -новатистая (см. ниже названия кислородсодержащих кислот хлора).

Традиционные названия некоторых неорганических кислот и их солей приведены в таблице:

Формула кислоты Традиционное название Тривиальное название Название соли
H3AsO4 Мышьяковая Арсенаты
H3ВO3 Борная Бораты
Н2СО3(CO2•H2O) Угольная Карбонаты
НCN Циановодородная Синильная Цианиды
Н2CrO4 Хромовая Хроматы
НМnO4 Марганцовая Перманганаты
HNO3 Азотная Нитраты
HNO2 Азотистая Нитриты
Н3РО4 Ортофосфорная Фосфорная Ортофосфаты
H2SO4 Серная Сульфаты
Н2SiO3(SiO2•H2О) Метакремниевая Кремниевая Метасиликаты
H4SiO4(SiO2•2H2O) Ортокремниевая Ортосиликаты
H2S Сероводородная Сульфиды
HF Фтороводородная Плавиковая Фториды
НCl Хлороводородная Соляная Хлориды
НВr Бромоводородная Бромиды
HI Иодоводородная Иодиды

Для менее известных кислот, содержащих кислотообразующие элементы в переменных степенях окисления, обычно применяются систематические названия.

В систематических названиях кислот к корню латинского названия кислотообразующего элемента добавляют суффикс -ат, а названия остальных элементов или их групп в анионе приобретают соединительную гласную -о. В скобках указывают степень окисления кислотообразующего элемента, если она имеет целочисленное значение. В противном случае в название включают и число атомов водорода[5]. Например (в скобках традиционные названия):

HClO4 — тетраоксохлорат(VII) водорода (хлорная кислота)
HClO3 — триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота)
HClO2 — диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота)
HClO — оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота)
H2Cr2O7 — гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота)
H2S4O6 — гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота)
Н2В4О6 — гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота)
HAuCl4 — тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота)
H[Sb(OH)6] — гексагидроксостибат(V) водорода

Ниже приведены корни латинских названий кислотообразующих элементов, не совпадающие с корнями русских названий тех же элементов: Ag — аргент(ат), As — арсен(ат), Аu — аур(ат), Cu — купр(ат), Fe — ферр(ат), Hg — меркур(ат), Pb — плюмб(ат), Sb — стиб(ат), Si — силик(ат), Sn — станн(ат), S — сульф(ат).

В формулах тиокислот, образованных из оксикислот замещением атомов кислорода на атомы серы, последние помещают в конце: H3PO3S — тиофосфорная кислота, H2SO3S — тиосерная кислота.

Существует множество методов получения кислот, в т. ч. общих, среди которых в промышленной и лабораторной практике можно выделить следующие:

  • Взаимодействие кислотных оксидов (ангидридов) с водой, например:
P2O5+3h3O→2h4PO4{\displaystyle {\mathsf {P_{2}O_{5}+3H_{2}O\rightarrow 2H_{3}PO_{4}}}}
2CrO3+h3O→h3Cr2O7{\displaystyle {\mathsf {2CrO_{3}+H_{2}O\rightarrow H_{2}Cr_{2}O_{7}}}}
  • Вытеснение более летучей кислоты из её соли менее летучей кислотой, например:
CaF2+h3SO4→CaSO4+2HF↑{\displaystyle {\mathsf {CaF_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow CaSO_{4}+2HF\uparrow }}}
KNO3+h3SO4→KHSO4+HNO3↑{\displaystyle {\mathsf {KNO_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow KHSO_{4}+HNO_{3}\uparrow }}}
  • Гидролиз галогенидов или солей, например:
PCl5+4h3O→h4PO4+5HCl{\displaystyle {\mathsf {PCl_{5}+4H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{4}+5HCl}}}
Al2Se3+6h3O→2Al(OH)3+3h3Se{\displaystyle {\mathsf {Al_{2}Se_{3}+6H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}+3H_{2}Se}}}
  • Синтез бескислородных кислот из простых веществ:
h3+Cl2→2HCl{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}}

Минеральные кислоты широко применяют в металло- и деревообработке, текстильной, лакокрасочной, нефтегазовой и других отраслях промышленности и в научных исследованиях. К числу веществ, производимых в наибольшем объёме, относятся серная, азотная, фосфорная, соляная кислоты. Суммарное годовое производство в мире этих кислот исчисляется сотнями миллионов тонн в год.

В металлообработке они часто используются для травления железа и стали и в качестве очищающих агентов перед сваркой, металлизацией, окраской или гальванической обработкой.

Серная кислота, метко названная Д. И. Менделеевым «хлебом промышленности», применяется в производстве минеральных удобрений, для получения других минеральных кислот и солей, в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ, в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной, пищевой и др. отраслях промышленности, в промышленном органическом синтезе и т. п.

Соляная кислота применяется для кислотной обработки, очищения руд олова и тантала, для производства патоки из крахмала, для удаления накипи с котлов и теплообменного оборудования ТЭЦ. Она также используется в качестве дубильного вещества в кожевенной промышленности.

Азотная кислота применяется при получении аммонийной селитры, использующейся в качестве удобрения и в производстве взрывчатых веществ. Кроме того, она применяется в процессах органического синтеза, в металлургии, при флотации руды и для переработки отработанного ядерного топлива.

Ортофосфорную кислоту широко используют при производстве минеральных удобрений. Она используется при пайке в качестве флюса (по окисленой меди, по чёрному металлу, по нержавеющей стали). Входит в состав ингибиторов коррозии. Также применяется в составе фреонов в промышленных морозильных установках как связующее вещество.

Пероксокислоты, кислородсодержащие кислоты хлора, марганца, хрома находят применение как сильные окислители.

  1. Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., т. 1—2. М., 1973;
  2. Кемпбел Дж., Современная общая химия, пер. с англ., т. 1—3, М., 1975;
  3. Белл Р., Протон в химии, пер. с англ., М., 1977;
  4. Хьюн Д., Неорганическая химия, пер. с англ., М., 1987.

Виды кислот для кожи: как выбрать свою

Подружка сходила в салон на кислотный пилинг и выглядит на миллион. Коллега по работе в восторге от новой кислотной сыворотки. А на всех форумах просто случился «кислотный бум». Кажется, весь бьюти-мир перевернулся и только вы опасаетесь начинать пользоваться популярными новинками. А вдруг кожа плохо отреагирует? Но знание — это сила! Сегодня мы разложим все кислоты по полочкам: кому нужны, зачем и как подобрать средства с активными компонентами именно вам.


Содержание:

Что такое кислоты и для чего они нужны?

Американские дерматологи Юджин ван Скот и Рей Ю впервые открыли уникальные свойства гидроксикислот в 1990 году. Они были удивлены, когда поняли, что активные компоненты растворяют и отшелушивают верхний роговой слой кожи, давая дорогу молодым клеткам и запуская процесс регенерации. А все мы знаем, что регулярная эксфолиация (отшелушивание) продлевает молодость.

Использование кислот способствует избавлению от отмерших клеток, выравниванию тона и рельефа, разглаживанию мелких морщин и дыханию кожи. Девушки с проблемным эпидермисом отмечают уменьшение воспалений, растворение сальных пробок, комедонов и снятие покраснений от постакне.

Кислоты можно встретить в очищающих средствах, тониках, сыворотках, кремах. Особой популярностью пользуются кислотные пилинги. А вот разные средства для умывания должного эффекта не дадут. Чтобы кислота работала, она должна побыть на коже какое-то время.

Скрабы с грубыми частицами, которые травмируют нежный кожный покров и имеют недолговременный эффект, ушли в прошлое. А кислоты стали завоевывать популярность во всем мире со скоростью света.

Что такое АНА-кислоты?

Альфа-гидроксикислоты (фруктовые водорастворимые кислоты) работают на поверхности кожи. Они эффективно отшелушивают старые клетки, выравнивают тон, придают сияние, борются с морщинами, пигментацией и постакне, возвращают кожному покрову эластичность и упругость.

Фруктовые кислоты подойдут сухой, нормальной и комбинированной коже. А мягкие миндальную и молочную кислоты можно использовать даже на чувствительном эпидермисе. Лучшая концентрация средств с фруктовыми кислотами — от 5%. Чем выше процент, тем лучше эффект.

Важно! Обратите внимание, что высокую концентрацию кислот можно применять лишь для профессионального использования в салоне под наблюдением специалиста. Все, что до 10% — можно применять дома для поддержания эффекта «вау!» после дорогостоящих салонных процедур.

К самым популярным альфа-гидроксикислотам можно отнести миндальную, молочную, гликолевую, яблочную, винную и лимонную.

Что такое ВНА-кислоты?

Угольная кислота — Википедия

У́гольная кислота́ — слабая двухосновная кислота с химической формулой H2CO3, образуется в малых количествах при растворении углекислого газа в воде[1], в том числе и углекислого газа из воздуха. В водных растворах неустойчива. Образует ряд устойчивых неорганических и органических производных: соли (карбонаты и гидрокарбонаты), сложные эфиры, амиды и др.

Угольная кислота существует в водных растворах в равновесии с диоксидом углерода, причём равновесие сильно сдвинуто в сторону разложения кислоты.

Молекула угольной кислоты имеет плоское строение. Центральный углеродный атом имеет sp²-гибридизацию. В гидрокарбонат- и карбонат-анионах происходит делокализация π-связи. Длина связи C—O в карбонат-ионе составляет 130 пм.

Безводная угольная кислота представляет собой бесцветные кристаллы, устойчивые при низких температурах, сублимирующиеся при температуре –30 °C, а при дальнейшем нагревании полностью разлагающиеся. Поведение чистой угольной кислоты в газовой фазе исследовано в 2011 г. австрийскими химиками[2].

Равновесие в водных растворах и кислотность[править | править код]

Угольная кислота существует в водных растворах в состоянии равновесия с гидратом диоксида углерода:

CO2⋅h3O(p)⇄h3CO3(p){\displaystyle {\mathsf {CO_{2}\cdot H_{2}O_{(p)}\rightleftarrows H_{2}CO_{3(p)}}}}, константа равновесия при 25 °C Kp=[h3CO3][CO2⋅h3O]=1,70⋅10−3{\displaystyle K_{p}={\frac {\mathsf {[H_{2}CO_{3}]}}{\mathsf {[CO_{2}\cdot H_{2}O]}}}=1,70\cdot 10^{-3}}

Скорость прямой реакции 0,039 с−1, обратной — 23 с−1.

В свою очередь растворённый гидрат диоксида углерода находится в равновесии с газообразным диоксидом углерода:

CO2⋅h3O(p)⇄CO2↑+ h3O{\displaystyle {\mathsf {CO_{2}\cdot H_{2}O_{(p)}\rightleftarrows CO_{2}\uparrow +\ H_{2}O}}}

Данное равновесие при повышении температуры сдвигается вправо, а при повышении давления — влево (подробнее см. Абсорбция газов).

Угольная кислота подвергается обратимому гидролизу, создавая при этом кислую среду:

h3CO3+ h3O⇄HCO3−+ h4O+{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+\ H_{2}O\rightleftarrows HCO_{3}^{-}+\ H_{3}O^{+}}}}, константа кислотности при 25 °C Ka1=[HCO3−]⋅[h4O+][h3CO3]=2,5⋅10−4{\displaystyle K_{a1}={\frac {\mathsf {[HCO_{3}^{-}]\cdot [H_{3}O^{+}]}}{\mathsf {[H_{2}CO_{3}]}}}=2,5\cdot 10^{-4}}

Однако, для практических расчётов чаще используют кажущуюся константу кислотности, учитывающую равновесие угольной кислоты с гидратом диоксида углерода:

Ka′=[HCO3−]⋅[h4O+][CO2⋅h3O]=4,27⋅10−7{\displaystyle K_{a}'={\frac {\mathsf {[HCO_{3}^{-}]\cdot [H_{3}O^{+}]}}{\mathsf {[CO_{2}\cdot H_{2}O]}}}=4,27\cdot 10^{-7}}

Гидрокарбонат-ион подвергается дальнейшему гидролизу по реакции

HCO3−+ h3O⇄CO32−+ h4O+{\displaystyle {\mathsf {HCO_{3}^{-}+\ H_{2}O\rightleftarrows CO_{3}^{2-}+\ H_{3}O^{+}}}}, константа кислотности при 25 °C Ka2=[CO32−]⋅[h4O+][HCO3−]=4,68⋅10−11{\displaystyle K_{a2}={\frac {\mathsf {[CO_{3}^{2-}]\cdot [H_{3}O^{+}]}}{\mathsf {[HCO_{3}^{-}]}}}=4,68\cdot 10^{-11}}

Таким образом, в растворах, содержащих угольную кислоту, создается сложная равновесная система, которую можно изобразить в общем виде следующим образом:

CO2⇄h3OCO2⋅h3O⇄h3CO3⇄−H+HCO3−⇄−H+CO32−(∗){\displaystyle {\mathsf {CO_{2}{\stackrel {H_{2}O}{\rightleftarrows }}CO_{2}\cdot H_{2}O\rightleftarrows H_{2}CO_{3}{\stackrel {-H^{+}}{\rightleftarrows }}HCO_{3}^{-}{\stackrel {-H^{+}}{\rightleftarrows }}CO_{3}^{2-}(*)}}}

Значение водородного показателя pH в такой системе, соответствующего насыщенному раствору диоксида углерода в воде при 25 °C и давлении 760 мм рт. ст., можно рассчитать по формуле:

pH≈−12lg⁡(Ka′⋅L)=3,9{\displaystyle {\mathsf {pH}}\approx -{\frac {1}{2}}\lg(K_{a}'\cdot L)=3,9}, где L = 0,034 моль/л — растворимость CO2 в воде при указанных условиях.

Разложение[править | править код]

При повышении температуры раствора и/или понижении парциального давления диоксида углерода равновесие смещается в сторону разложения угольной кислоты на воду и диоксид углерода. При кипении раствора угольная кислота разлагается полностью:

h3CO3⟶h3O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}\longrightarrow H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

Взаимодействие с основаниями и солями[править | править код]

Угольная кислота вступает в реакции нейтрализации с растворами оснований, образуя средние и кислые соли — карбонаты и гидрокарбонаты соответственно:

h3CO3+2NaOH{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+2NaOH}}}(конц.)⟶Na2CO3+2h3O{\displaystyle {\mathsf {\longrightarrow Na_{2}CO_{3}+2H_{2}O}}}
h3CO3+NaOH{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+NaOH}}}(разб.)⟶NaHCO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {\longrightarrow NaHCO_{3}+H_{2}O}}}
h3CO3+ Ca(OH)2⟶CaCO3↓+ 2h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow CaCO_{3}\downarrow +\ 2H_{2}O}}}
h3CO3+ Nh4⋅h3O⟶Nh5HCO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+\ NH_{3}\cdot H_{2}O\longrightarrow NH_{4}HCO_{3}+H_{2}O}}}

При взаимодействии угольной кислоты с карбонатами образуются гидрокарбонаты:

h3CO3+Na2CO3⟶2NaHCO3{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow 2NaHCO_{3}}}}
h3CO3+ CaCO3⟶Ca(HCO3)2{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}+\ CaCO_{3}\longrightarrow Ca(HCO_{3})_{2}}}}

Угольная кислота образуется при растворении в воде диоксида углерода:

CO2+h3O⇄CO2⋅h3O⇄h3CO3{\displaystyle {\mathsf {CO_{2}+H_{2}O\rightleftarrows CO_{2}\cdot H_{2}O\rightleftarrows H_{2}CO_{3}}}}

Содержание угольной кислоты в растворе увеличивается при понижении температуры раствора и увеличении давления углекислого газа.

Также угольная кислота образуется при взаимодействии её солей (карбонатов и гидрокарбонатов) с более сильной кислотой. При этом бо́льшая часть образовавшейся угольной кислоты, как правило, разлагается на воду и диоксид углерода:

Na2CO3+2HCl⟶2NaCl+h3CO3{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+2HCl\longrightarrow 2NaCl+H_{2}CO_{3}}}}
h3CO3→h3O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {H_{2}CO_{3}\rightarrow H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

Угольная кислота всегда присутствует в водных растворах углекислого газа (см. Газированная вода).

В биохимии используется свойство равновесной системы изменять давление газа пропорционально изменению содержания ионов оксония (кислотности) при постоянной температуре. Это позволяет регистрировать в реальном времени ход ферментативных реакций, протекающих с изменением pH раствора. Также применяется для производства хладагента, солнечных генераторов и морозильников.

Угольную кислоту формально можно рассматривать как карбоновую кислоту с гидроксильной группой вместо углеводородного остатка. В этом качестве она может образовывать все производные, характерные для карбоновых кислот[3].

Некоторые представители подобных соединений перечислены в таблице.

  1. 1 2 3 В водном растворе бо́льшая часть угольной кислоты обратимо переходит в гидрат диоксида углерода по реакции H2CO3 ⇄ CO2·H2O
  2. ↑ International first: Gas-phase carbonic acid isolated
  3. Нейланд О. Я. Органическая химия. — М.: Высшая школа, 1990. — С. 640—652. — 751 с. — ISBN 5-06-001471-1.
  • Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2007. — 637 с. — ISBN 978-5-358-01303-2.
  • Лидин Р.А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Константы неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2006. — 685 с. — ISBN 5-7107-8085-5.

Наркотик кислота - опасность для психики

Наркотик кислота – это ЛСД, обладающий выраженными психоактивными свойствами. Это опаснейшее вещество распространяется в молодежной среде и относится к триптаминам. Средство вызывает мощный наркотический эффект, оно опасно быстрым привыканием, общим разрушительным воздействием на организм и психику человека.

Наркотик не имеет цвета, запаха, чуть горчит на вкус, распространяется в виде пропитанных им кусочков бумаги, которые кладутся под язык и является сильнейшим галлюциногеном.

Кислота - уличное название ЛСД

Одно из названий ЛСД – кислота, потому как средство производится из лизергиновой кислоты, которая в природе имеется в спорынье, микроскопических грибках. Прием наркотика полностью отрывает человека от реальности, вызывает галлюцинации. Состояние, вызванное препаратом, может длиться порядка 12 часов, человек в таком состоянии дезориентирован, подвержен разного рода опасностям, которых даже не замечает.

Средство имеет свойство накапливаться в организме наркомана, принимать его необходимо в постоянно увеличивающихся дозах, что создает риск передозировки.

Эффект в любом случае непредсказуем, он зависит от дозы, обстановки, настроения, массы других факторов.

Изначально ЛСД создавалось как медицинский препарат с болеутоляющими свойствами. Также средство применялось для исследования шизофрении и сходных расстройств, пока не было выявлено отсутствие чего-либо общего между данными болезнями и тем состоянием, которое вызывает прием данного наркотика.

Что нужно знать о галлюциногенах

Галлюциногены – это целая группа наркотических препаратов природного, синтетического происхождения, применение которых вызывает галлюцинации. Человек теряет связь с реальностью, испытывает яркие необычные ощущения – это делает препараты распространенными на дискотеках, в рамках творческих тусовок. Что касается творчества разных направлений – существует масса примеров того, как эта группа наркотиков применялась для вдохновения. Последствия для употребляющего всегда были плачевными.

В чём опасность этого наркотика

ЛСД опасен по целому ряду причин, и одним из важнейших моментов становится токсичность средства, которое разрушительно действует на весь организм человека. Начать стоит с психики – действие средства может приносить не только радостные впечатления. Могут быть:

  • Изменения переживаний и галлюцинаций от прекрасных до гротескно-ужасных, а наркоман не может отличить вымышленное от реального,
  • Бессонница, жажда, отказ от пищи, сильное волнение и беспокойство – это сопровождает наркоманов постоянно,
  • Показатели температуры и давления могут падать и подниматься резко, перепады бывают критическими.

Гоняясь за прекрасными переживаниями, наркоманы в итоге получают состояние постоянного страха, опасение потерять рассудок, а полное отрезвление от галлюцинаций окончательно так и не приходит.

Нарушение восприятия реальности доводит до того, что наркоман может случайно выпасть в окно, не понимая, что он делает, или попасть под машину.

Начав употребление средства в поиске новых ощущений, желая убежать от реальности, или просто от любопытства, человек впадает в зависимость через 5-7 доз, после чего возвратить его к нормальной жизни может только профессиональное лечение в клинике.

Симптомы употребления кислоты

Реакция каждого организма на данный препарат индивидуальна. Но в целом же, есть и определенная общая симптоматика, которая выделяет наркомана. Среди симптомов употребления – повышение температуры тела, сильная потливость, озноб, нарушения сердечной деятельности. Типично расширение зрачков, проблемы со сном. Эмоциональные перепады, переживание то радости, то ужаса, неадекватное поведение в целом – все это симптомы приема ЛСД.

Последствия для организма

Применение наркотика кислоты имеет очень серьезные последствия, даже кратковременное злоупотребление не остается без последствий. Препарат негативно сказывается на психике, быстро вызывает ее деградацию и целый ряд отклонений. Часто развивается склонность к насилию, могут проявляться суицидальные наклонности.

Наркоман нуждается в лечении, чем скорее его обеспечат, тем больше шансов остается на восстановление организма, психики. Нельзя терять время, если речь идет о наркозависимости!

Формирование зависимости

После 5-7 приемов формируется зависимость психологического плана, которую крайне сложно побороть. Она может наступить несколько раньше или позже – показатели индивидуальны. Если ваш близкий увлекся наркотиками, мы готовы помочь вам в любое время! Пройдя полный курс лечения, реабилитации, пациент получит стопроцентную пожизненную гарантию выздоровления и сможет вернуться в мир нормальным человеком.

Реальные истории употребления кислоты

Похожие статьи

Кремниевые кислоты — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 6 сентября 2018; проверки требует 1 правка. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 6 сентября 2018; проверки требует 1 правка. Метакремниевая кислота

Кремниевые кислоты — очень слабые, малорастворимые в воде кислоты общей формулы nSiO2•mH2O.

Из кремниевых кислот известны: метакремниевая H2SiO3, ортокремниевая H4SiO4, дикремниевые H2Si2O5 и H10Si2O9, пирокремниевая H6Si2O7 и поликремниевые nSiO2•mH2O. Соответствующие соли называют силикатами (метасиликаты, ортосиликаты и др.).

Метакремниевая кислота состоит из структурных звеньев, имеющих тетраэдрическое строение. Звенья соединяются в цепи, образуя поликремниевые кислоты.

Все поликремниевые кислоты малорастворимы в воде. В воде образуют коллоидные растворы по общей схеме реакции:

(SiO2)x+2h3O⇄h5SiO4+(SiO2)x−1{\displaystyle {\mathsf {(SiO_{2})_{x}+2H_{2}O\rightleftarrows H_{4}SiO_{4}+(SiO_{2})_{x-1}}}}

Образовавшаяся неустойчивая ортокремниевая кислота вступает в реакции поликонденсации:

2h5SiO4→(HO)3SiOSi(OH)3+h3O{\displaystyle {\mathsf {2H_{4}SiO_{4}\rightarrow (HO)_{3}SiOSi(OH)_{3}+H_{2}O}}}

в результате чего образуются сложные линейные, разветвлённые и смешанные структуры.

Изоэлектрическая точка поликремниевых кислот находится в интервале pH 2,0-3,0, в котором поликонденсация идёт с минимальной скоростью.

Кремниевые кислоты являются слабыми. Для метакремниевой кислоты H2SiO3 константы диссоциации K1 = 1,3•10-10, K2 =1,6•10-12, для ортокремниевой H4SiO4 K1 = 2•10-10, K2 = K3 = K4 = 2•10-12.

Кремниевые кислоты растворяются в растворах и расплавах щелочей, образуя силикаты, например:

h3SiO3+2KOH→K2SiO3+2h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}SiO_{3}+2KOH\rightarrow K_{2}SiO_{3}+2H_{2}O}}}

Кремниевые кислоты могут взаимодействовать с плавиковой кислотой (HF) с образованием газообразного фторида кремния:

h3SiO3+6HF→h3SiF6+3h3O→SiF4↑+2HF↑{\displaystyle {\mathsf {H_{2}SiO_{3}+6HF\rightarrow H_{2}SiF_{6}+3H_{2}O\rightarrow SiF_{4}\uparrow +2HF\uparrow }}}

Ортокремниевая кислота в присутствии катализаторов на основе щёлочи (чаще NaOH) способна образовывать ортосиликаты-эфиры[1] в общем случае имеющие вид R1R2R3R4SiO4, где R1-4 - органические радикалы, как правило, являющиеся спиртовыми остатками. Известным массовым продуктом является тетраэтилортосиликат состава Si(C2H5O)4

Растворы кремниевых кислот получают действием сильных кислот на растворимые силикаты натрия или калия:

Na2SiO3+2HCl→h3SiO3↓+2NaCl{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SiO_{3}+2HCl\rightarrow H_{2}SiO_{3}\downarrow +2NaCl}}}

гидролизом хлорсиланов:

Sih3Cl2+3h3O→h3SiO3+2HCl+2h3{\displaystyle {\mathsf {SiH_{2}Cl_{2}+3H_{2}O\rightarrow H_{2}SiO_{3}+2HCl+2H_{2}}}}

а также методами электродиализа и ионного обмена.

Гидрозоли кремниевых кислот используются как наполнители и связующие материалы в производстве керамических изделий, различных покрытий. Они используются как носители катализаторов и светочувствительных слоёв в фотоматериалах. Они служат сырьём для получения кварцевого стекла, различных адсорбентов, поглотителей паров воды и газов, фильтров очистки воды и масел.

  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2 (Даф-Мед). — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
  • Капуцкий Ф. Н., Тикавый В. Ф. Пособие по химии для поступающих в вузы. — Минск: Выш. школа, 1979. — С. 384.
  • Хомченко Г. П. Химия для поступающих в вузы. — М.: Высшая школа, 1994. — С. 447.
  1. ↑ В промышленности для синтеза ортосиликатов-эфиров вместо ортокремниевой кислоты используют галогениды кремния.

Синильная кислота — Википедия

Синильная кислота

({{{картинка}}})
({{{картинка3D}}})
({{{картинка малая}}})
Традиционные названия циановодород, синильная кислота
Хим. формула CHN
Рац. формула HCN
Состояние бесцветный газ или бесцветная легколетучая жидкость
Молярная масса 27,0253 г/моль
Плотность 0,687 г/см³
Динамическая вязкость 0,201 Па·с
Энергия ионизации 13,6 ± 0,1 эВ[1]
Температура
 • плавления −13,4 °C
 • кипения 26,7 °C
 • вспышки −17,8 °C
Пределы взрываемости 5,6 ± 0,1 об.%[1]
Мол. теплоёмк. (средняя для газа и жидкости) 1,97 Дж/(моль·К)
Давление пара 630 ± 1 мм рт.ст.[1]
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}} 9,21
Растворимость
 • в воде в любых пропорциях
Показатель преломления 1,2675
Дипольный момент 2,98 Д
Рег. номер CAS 74-90-8
PubChem 768
Рег. номер EINECS 200-821-6
SMILES
InChI
RTECS MW6825000
ChEBI 18407
Номер ООН 1051
ChemSpider 748 и 19951400
ЛД50 3,7 мг/кг (мыши, перорально)
Токсичность Чрезвычайно токсична, СДЯВ
Пиктограммы ECB
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Сини́льная (циа́нистоводородная) кислота́, цианистый водород, HCN[2] — бесцветная, очень летучая, легкоподвижная ядовитая жидкость, имеющая характерный запах горького миндаля[3].

Синильная кислота содержится в некоторых растениях, коксовом газе, табачном дыме, выделяется при термическом разложении нейлона, полиуретанов. Смешивается во всех соотношениях с водой, этанолом, диэтиловым эфиром.

Химические[править | править код]

Молекула HCN имеет линейное строение[4][5] с межатомными расстояниями H—C 0,107 нм и C—N 0,115 нм[5] и сильно полярна (μ = 0,96⋅10−29 Кл·м).

Безводный цианистый водород является сильно ионизирующим растворителем, растворённые в нём электролиты хорошо диссоциируют на ионы. Его относительная диэлектрическая проницаемость при 25 °C равна 107 (выше, чем у воды). Это обусловлено линейной ассоциацией полярных молекул HCN за счёт образования водородных связей.

Очень слабая одноосновная кислота К = 1,32⋅10−9 (18 °C). Образует с металлами соли — цианиды. Взаимодействует с оксидами и гидроксидами щелочных и щёлочноземельных металлов.

Пары синильной кислоты горят на воздухе фиолетовым пламенем с образованием Н2О, СО и N2. В смеси кислорода со фтором горит с выделением большого количества тепла:

2HCN+O2+F2→2HF+2CO+N2+1020{\displaystyle {\mathsf {2HCN+O_{2}+F_{2}\rightarrow 2HF+2CO+N_{2}+1020}}} кДж.

Синильная кислота широко применяется в органическом синтезе. Она реагирует с карбонильными соединениями, образуя циангидрины:

RR′C=O+HCN→RR′C(OH)CN.{\displaystyle {\mathsf {RR'C\!=\!O+HCN\rightarrow RR'C(OH)CN}}.}

С хлором, бромом и иодом прямо образует циангалогениды:

X2+HCN→XCN+HX.{\displaystyle {\mathsf {X_{2}+HCN\rightarrow XCN+HX}}.}

С галогеналканами — нитрилы (реакция Кольбе):

RX+HCN→R−CN+HX.{\displaystyle {\mathsf {RX+HCN\rightarrow R\!-\!CN+HX}}.}

С алкенами и алкинами реагирует, присоединяясь к кратным связям:

HCN+CH≡CH→Cu+Ch3=CHCN.{\displaystyle {\mathsf {HCN+CH\!\equiv \!CH{\xrightarrow {Cu^{+}}}CH_{2}\!=\!CHCN}}.}
HCN+Ch3=Ch3 →Pd/Al2O3 Ch4Ch3CN.{\displaystyle {\mathsf {HCN+CH_{2}\!=\!CH_{2}\ {\xrightarrow {Pd/Al_{2}O_{3}}}\ CH_{3}CH_{2}CN}}.}
HCN+RCH=NH→Cu+RCH(Nh3)CN.{\displaystyle {\mathsf {HCN+RCH\!=\!NH{\xrightarrow {Cu^{+}}}RCH(NH_{2})CN}}.}

Легко полимеризуется в присутствии основания (часто со взрывом). Образует аддукты, например, HCN-CuCl.

При разложении водой даёт формиат аммония, либо формамид

HCN+2h3O⟶HCOONh5{\displaystyle {\ce {HCN + 2h3O -> HCOONh5}}}

HCN+h3O⟶HCONh3{\displaystyle {\mathsf {HCN+H_{2}O\longrightarrow HCONH_{2}}}}

Физиологические[править | править код]

Синильная кислота является веществом, вызывающим кислородное голодание тканевого типа.[6] При этом наблюдается высокое содержание кислорода как в артериальной, так и в венозной крови и уменьшение таким образом артерио-венозной разницы, резкое понижение потребления кислорода тканями с уменьшением образования в них углекислоты. Синильная кислота и её соли, растворённые в крови, достигают тканей, где вступают во взаимодействие с трёхвалентной формой железа цитохромоксидазы. Соединившись с цианидом, цитохромоксидаза теряет способность переносить электроны на молекулярный кислород. Вследствие выхода из строя конечного звена окисления блокируется вся дыхательная цепь и развивается тканевая гипоксия. С артериальной кровью кислород доставляется к тканям в достаточном количестве, но не усваивается ими и переходит в неизмененном виде в венозное русло. Одновременно нарушаются процессы образования макроэргов, необходимых для нормальной деятельности различных органов и систем. Активизируется гликолиз, то есть обмен с аэробного перестраивается на анаэробный. Также подавляется активность и других ферментов — каталазы, пероксидазы, лактатдегидрогеназы.

Действие на нервную систему[править | править код]

В результате тканевой гипоксии, развивающейся под влиянием синильной кислоты, в первую очередь нарушаются функции центральной нервной системы.

Действие на дыхательную систему[править | править код]

В результате острого отравления наблюдается резкое увеличение частоты и глубины дыхания. Развивающуюся одышку следует рассматривать как компенсаторную реакцию организма на гипоксию. Стимулирующее действие синильной кислоты на дыхание обусловлено возбуждением хеморецепторов каротидного синуса и непосредственным действием яда на клетки дыхательного центра. Первоначальное возбуждение дыхания по мере развития интоксикации сменяется его угнетением вплоть до полной остановки. Причинами этих нарушений являются тканевая гипоксия и истощение энергетических ресурсов в клетках каротидного синуса и в центрах продолговатого мозга.

Действие на сердечно-сосудистую систему[править | править код]

Проникая в кровь, синильная кислота снижает способность клеток воспринимать кислород из притекающей крови. А так как нервные клетки больше остальных нуждаются в кислороде, они первыми страдают от её действия. В начальном периоде интоксикации наблюдается замедление сердечного ритма. Повышение артериального давления и увеличение минутного объёма сердца происходят за счёт возбуждения синильной кислотой хеморецепторов каротидного синуса и клеток сосудодвигательного центра с одной стороны, и выброса катехоламинов из надпочечников и вследствие этого спазма сосудов — с другой. В дальнейшем артериальное давление падает, пульс учащается, развивается острая сердечно-сосудистая недостаточность и наступает остановка сердца.

Изменения в системе крови[править | править код]

Содержание в крови эритроцитов увеличивается, что объясняется рефлекторным сокращением селезёнки в ответ на развивающуюся гипоксию. Цвет венозной крови становится ярко-алым за счёт избыточного содержания кислорода, не поглощённого тканями. Артерио-венозная разница по кислороду резко уменьшается. При угнетении тканевого дыхания изменяется как газовый, так и биохимический состав крови. Содержание CO2 в крови снижается вследствие меньшего образования и усиленного его выделения при гипервентиляции. Это приводит в начале развития интоксикации к газовому алкалозу, который меняется метаболическим ацидозом, что является следствием активации процессов гликолиза. В крови накапливаются недоокисленные продукты обмена. Увеличивается содержание молочной кислоты, нарастает содержание ацетоновых тел, отмечается гипергликемия. Нарушение окислительно-восстановительных процессов в тканях приводит к гипотермии. Таким образом, синильная кислота и её соли вызывают явления тканевой гипоксии и связанные с ней нарушения дыхания, кровообращения, обмена веществ, функции центральной нервной системы, выраженность которых зависит от тяжести интоксикации.

Показано, что нейроны способны вырабатывать эндогенную синильную кислоту (цианистый водород, HCN) после их активации эндогенными или экзогенными опиоидами и что образование нейронами эндогенной синильной кислоты повышает активность NMDA-рецепторов и, таким образом, может играть важную роль в передаче сигнала между нейронами (нейротрансмиссии). Более того, образование эндогенного цианида оказалось необходимым для проявления в полном объёме анальгетического действия эндогенных и экзогенных опиоидов, а вещества, снижающие образование свободной HCN, оказались способны уменьшать (но не полностью устранять) анальгетическое действие эндогенных и экзогенных опиоидов. Выдвинуто предположение, что эндогенная синильная кислота может являться нейромодулятором[7].

Известно также, что стимуляция мускариновых холинорецепторов клеток феохромоцитомы в культуре повышает образование ими эндогенной синильной кислоты, однако стимуляция мускариновых холинорецепторов ЦНС в живом организме крысы приводит, наоборот, к снижению образования эндогенной синильной кислоты[8].

Также показано, что синильная кислота выделяется лейкоцитами в процессе фагоцитоза и способна убивать патогенные микроорганизмы[7].

Возможно, что вазодилатация, вызываемая нитропруссидом натрия, связана не только с образованием окиси азота (механизм, общий для действия всех сосудорасширяющих препаратов группы нитратов, таких как нитроглицерин, нитросорбид), но и с образованием цианида. Возможно, что эндогенный цианид и образующийся при его обезвреживании в организме тиоцианат играют роль в регуляции функций сердечно-сосудистой системы, в обеспечении вазодилатации и являются одними из эндогенных антигипертензивных веществ[9].

В настоящий момент существуют три наиболее распространённых метода получения синильной кислоты в промышленных масштабах:

2Nh4+2Ch5+3O2→Pt2HCN+6h3O.{\displaystyle {\mathsf {2NH_{3}+2CH_{4}+3O_{2}{\xrightarrow {Pt}}2HCN+6H_{2}O}}.}

  • Метод BMA (Blausäure aus Methan und Ammoniak), запатентованный фирмой Degussa: прямой синтез из аммиака и метана без воздуха в присутствии платинового катализатора при высокой температуре:

Nh4+Ch5→PtHCN+3h3.{\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+CH_{4}{\xrightarrow {Pt}}HCN+3H_{2}}}.}

KCN+h3O+CO2⟶HCN+KHCO3{\displaystyle {\mathsf {KCN+H_{2}O+CO_{2}\longrightarrow HCN+KHCO_{3}}}}

2h4[Fe(CN)6] →T Fe[Fe(CN)6]+6HCN{\displaystyle {\mathsf {2H_{3}[Fe(CN)_{6}]\ {\xrightarrow {T}}\ Fe[Fe(CN)_{6}]+6HCN}}}

3h5[Fe(CN)6] →100oC Fe2[Fe(CN)6]+12HCN{\displaystyle {\mathsf {3H_{4}[Fe(CN)_{6}]\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ Fe_{2}[Fe(CN)_{6}]+12HCN}}}(в присутствии влаги)

HCl+NaCN⟶HCN+NaCl{\displaystyle {\ce {HCl + NaCN->HCN + NaCl}}}

H++NaCN⟶HCN+Na+{\displaystyle {\ce {H+ + NaCN ->HCN + Na+}}}

Эта реакция иногда является основой случайных отравлений, потому что кислота превращает нелетучую цианидную соль в газообразный циановодород.

  • Реакцией монооксида углерода с аммиаком:

Nh4+CO→ThO2HCN+h3O.{\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+CO{\xrightarrow {ThO2}}HCN+H_{2}O}}.}

  • Фотолиз метана в бескислородной атмосфере:

2Ch5+N2⟶2HCN+3h3{\textstyle {\mathsf {2CH_{4}+N_{2}\longrightarrow 2HCN+3H_{2}}}}

В химическом производстве[править | править код]

Является сырьём для получения акрилонитрила, метилметакрилата, адипонитрила и других соединений. Большое число её производных используются при извлечении благородных металлов из руд, при гальванопластическом золочении и серебрении, в производстве ароматических веществ, химических волокон, пластмасс, каучука, органического стекла, стимуляторов роста растений, гербицидов.

Как отравляющее веществo[править | править код]

Впервые в роли боевого отравляющего вещества синильная кислота была использована французской армией 1 июля 1916 года на реке Сомме[11]. Однако из-за отсутствия кумулятивных свойств и малой стойкости на местности её последующее использование в этом качестве прекратилось.

Синильная кислота являлась основной составляющей препарата «Циклон Б», который был наиболее популярным в Европе во время Второй мировой войны инсектицидом, а также использовался нацистами для убийства людей в концентрационных лагерях. В некоторых штатах США синильная кислота использовалась в газовых камерах в качестве отравляющего вещества при исполнении приговоров смертной казни; в последний раз это было сделано в Аризоне в 1999 году[12]. Смерть, как правило, наступает в течение 5—15 минут.

Соли синильной кислоты называются цианидами. Все цианиды, как и сама кислота, очень ядовиты. Цианиды подвержены сильному гидролизу. При хранении водных растворов цианидов при доступе диоксида углерода они разлагаются:

  • KCN+h3O+CO2⟶HCN+KHCO3{\displaystyle {\mathsf {KCN+H_{2}O+CO_{2}\longrightarrow HCN+KHCO_{3}}}}
  • KCN+2h3O⟶Nh4+HCOOK{\displaystyle {\mathsf {KCN+2H_{2}O\longrightarrow NH_{3}+HCOOK}}}

Ион CN (изоэлектронный молекуле СО) входит как лиганд в большое число комплексных соединений d-элементов. Комплексные цианиды в растворах очень стабильны.

Цианиды тяжёлых металлов термически неустойчивы; в воде, кроме цианида ртути (Hg(CN)2), нерастворимы. При окислении цианиды образуют соли — цианаты:

2KCN+O2⟶2KOCN{\displaystyle {\mathsf {2KCN+O_{2}\longrightarrow 2KOCN}}}

Многие металлы при действии избытка цианида калия или цианида натрия дают комплексные соединения, что используется, например, для извлечения золота и серебра из руд:

8NaCN+4Au+O2+2h3O⟶4Na[Au(CN)2]+4NaOH{\displaystyle {\mathsf {8NaCN+4Au+O_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 4Na[Au(CN)_{2}]+4NaOH}}}

Токсичность и биологические свойства[править | править код]

Синильная кислота — сильнейший яд общетоксического действия, блокирует клеточную цитохромоксидазу, в результате чего возникает выраженная тканевая гипоксия. Половинные летальные дозы (LD50) и концентрации для синильной кислоты[13]:

  • Мыши:
    • перорально (ORL-MUS LD50) — 3,7 мг/кг;
    • при вдыхании (IHL-MUS LC50) — 323 м.д.;
    • внутривенно (IVN-MUS LD50) — 1 мг/кг.
  • Кролики, внутривенно (IVN-RBT LD50) < 1 мг/кг;
  • Человек, минимальная опубликованная смертельная доза перорально (ORL-MAN LDLo) < 1 мг/кг.

При вдыхании синильной кислоты в небольших концентрациях наблюдается царапанье в горле, горький вкус во рту, головная боль, тошнота,

Молочная кислота — Википедия

Молочная кислота

({{{картинка}}})
({{{картинка3D}}})
Систематическое
наименование
2-​гидроксипропановая кислота
Хим. формула CH3CH(OH)COOH
Рац. формула C3H6O3
Молярная масса 90,08 г/моль
Плотность 1,225 г/см³
Температура
 • плавления 18 °C[1]
 • кипения 122 °C
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}} 3,86 (при 25 °C)
Рег. номер CAS 50-21-5
PubChem 612
Рег. номер EINECS 200-018-0
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус E270
ChEBI 78320
ChemSpider 592
Краткие характер. опасности (H)
Меры предостор. (P)
Сигнальное слово Опасно
Пиктограммы СГС
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Молочная кислота (α-оксипропионовая, 2-гидроксипропановая кислота) CH3CH(OH)COOH — одноосновная карбоновая кислота с тремя атомами углерода, содержащая гидроксильную группу. Соли и эфиры молочной кислоты называются лактатами. Молочная кислота образуется при молочнокислом брожении сахаров и играет важную роль в метаболизме.

Малотоннажная химия фабрикует молочную кислоту 4 сортов: химически чистую, фармокопейную, техническую и "пищевую".

Молочную кислоту открыл шведский химик Карл Шееле. В 1780 году он выделил её из прокисшего молока в виде коричневого сиропа. Французский химик Анри Браконно обнаружил, что она образуется при молочнокислом брожении[2].

В 1807 году Йенс Якоб Берцелиус выделил из мышц цинковую соль молочной кислоты.

Производство молочной кислоты в Советском Союзе было организовано в 1930 г. на основе работ Сергея Павловича Костычева и Владимира Степановича Буткевича.[3]

Молочная кислота является простейшей хиральной карбоновой кислотой и может существовать в виде двух энантиомеров: L-(+)-молочной кислоты, D-(-)-молочной кислоты или их рацемической смеси — DL-молочной кислоты. Если в смеси энантиомеров один находится в избытке, его можно выделить дробными перекристаллизациями из смеси диэтилового эфира и диизопропилового эфира[2]. Чистые энантиомеры имеют температуру плавления 52,7-52,8 °С[2].

Энантиомеры молочной кислоты: L-(-)-молочная кислота (слева) и D-(+)-молочная кислота (справа)

Молочная кислота очень гигроскопична и обычно существует в виде водного раствора с концентрацией до 90 мас. %. В связи с этим очень сложно установить её температуру плавления; литература приводит значения от 18 до 33 °С. Кроме того, в таких растворах присутствует значительное количество лактоилмолочной кислоты и других олигомеров молочной кислоты[2].

Молочная кислота растворима в воде, этаноле, диэтиловом эфире и других органических растворителях, смешивающихся с водой. Она практически нерастворима в бензоле и хлороформе[4].

При взаимодействии с окислителями молочная кислота разлагается. При окислении кислородом воздуха или азотной кислотой в присутствии железа или меди она превращается в муравьиную кислоту, уксусную кислоту, щавелевую кислоту, уксусный альдегид, углекислый газ и пировиноградную кислоту. Молочную кислоту можно восстановить до пропионовой кислоты действием иодоводорода[5]

Промышленный интерес представляет дегидратация молочной кислоты до акриловой кислоты и её восстановление до пропиленгликоля[6].

Поскольку молочная кислота является одновременно карбоновой кислотой и спиртом, она вступает в межмолекулярную этерификацию, давая лактоилмолочную кислоту. При дальнейшей конденсации образуется лактид — циклический сложный эфир. Также при конденсации могут образовываться линейные полилактиды. Эти соединения являются примесями в молочной кислоте. Так, в 6,5%-й молочной кислоте содержится около 0,2 % лактоилмолочной кислоты, 88%-я молочная кислота содержит меньше 60 % свободной молочной кислоты, а 100%-я — только 32 %[4].

Ферментативное получение[править | править код]

В промышленности молочную кислоту получают либо ферментативным способом, либо синтетическим. Первый из них имеет преимущество, поскольку приводит к молочной кислоте с более высокой стереохимической чистотой, поэтому новые производства, открывавшиеся с 1995 года, пользуются этим способом[6].

Для ферментативного производства молочной кислоты необходимо иметь углеводное сырьё, питательные вещества и соответствующие микроорганизмы. В качестве сырья используют глюкозу, кукурузные сиропы, мелассу, сок сахарной свёклы, сыворотку и крахмал. Питательными веществами являются пептиды и аминокислоты, фосфаты, соли аммония и витамины. Здесь находят применение дрожжевой экстракт, кукурузный ликёр[en], кукурузная глютеновая мука[en], солодовые ростки, соевый или мясной пептон. Молочную кислоту из углеводов вырабатывают культуры Lactobacillus, Bacillus и Rhizopus. Последняя из них является грибной и не требует сложных источников азота, хотя и даёт более низкий выход, чем бактериальные культуры[6].

Во время процесса вырабатывается кислота, поэтому необходимо поддерживать pH в области 5,0–6,5: для этого используют гидроксид кальция, карбонат кальция, аммиак и гидроксид натрия. Из-за этого в процессе ферментации образуются соответствующие соли молочной кислоты. Разработка новых подходов к ферментации связана с выведением бактерий, способных работать в области низких pH: это позволило бы получать саму молочную кислоту, а не её соли, снизило бы затраты на подщелачивающие реагенты и на серную кислоту, используемую для выделения молочной кислоты из солей[6].

После ферментации молочную кислоту подвергают очистке. Микроорганизмы отделяют флокуляцией в щелочной среде либо ультрафильтрацией. Образовавшиеся соли молочной кислоты переводят в саму кислоту под действием серной кислоты. При этом образуется также малополезный сульфат кальция. Ведётся поиск других методов очистки, при которых образование это побочной соли не происходило бы. Для некоторых пищевых целей смесь пропускают через активированный уголь и ионообменную колонну[7].

Для фармацевтической промышленности и получения полимеров необходима более глубокая очистка. Интерес представляет экстракция молочной кислоты в органическую фазу длинноцепными третичными аминами, а затем обратная экстракция в воду. Этот метод позволяет эффективно очистить продукт от остаточных углеводов и белков. Также возможна перегонка молочной кислоты, если предпринимаются меры против её олигомеризации[7].

Выход молочной кислоты в процессе ферментации составляет 85–95 %. Побочными продуктами являются муравьиная и уксусная кислота.[6].

Синтетическое получение[править | править код]

С 1960-х гг. рацемическую молочную кислоту производят в промышленности также синтетически. Подход основан на реакции ацетальдегида с циановодородом и последующем гидролизе образовавшегося лактонитрила. Недостатком синтетического подхода является то, что получаемая молочная кислота является рацемической, а подходящий и дешёвый хиральный катализатор пока не найден. Последним крупным производителем синтетической молочной кислоты является фирма «Musashino»[7].

Экономические аспекты[править | править код]

Годовая потребность в молочной кислоте составляет примерно 450 тыс. тонн. Крупнейшим производителем молочной кислоты является компания NatureWorks LLC: её завод, размещённый в штате Небраска (США), имеет приблизительную мощность 180 тыс. тонн в год. Это в 3-4 раза больше, чем у следующего завода по порядку. Рынок молочной кислоты очень чувствителен к потребности в полилактиде, поскольку его производство является либо вскоре станет крупнейшим направлением использования молочной кислоты[8].

Молочная кислота в организме человека и животных[править | править код]

Молочная кислота формируется при распаде глюкозы. Иногда называемая «кровяным сахаром» глюкоза является главным источником углеводов в нашем организме. Это основной источник энергии для мозга и нервной системы, так же как и для мышц во время физической нагрузки. Когда расщепляется глюкоза, клетки производят АТФ (аденозинтрифосфат), который обеспечивает энергией большинство химических реакций в организме. Уровень АТФ определяет, как быстро и как долго мышцы смогут сокращаться при физической нагрузке.

Производство молочной кислоты не требует присутствия кислорода, поэтому этот процесс её синтеза часто называют «анаэробным метаболизмом» (см. Анаэробная тренировка). Ранее считалось, что мышцы производят молочную кислоту при нехватке кислорода в крови. Другими словами, организм находится в анаэробном состоянии. Однако современные исследования показывают, что молочная кислота образуется и в мышцах, получающих достаточно кислорода. Увеличение количества молочной кислоты в кровотоке свидетельствует лишь о том, что уровень её поступления превышает уровень удаления[9][10]. Резкое увеличение (в 2—3 раза) уровня лактата в сыворотке крови наблюдается при тяжёлых расстройствах кровообращения, таких как геморрагический шок, острая левожелудочковая недостаточность и др., когда одновременно страдает и поступление кислорода в ткани, и печёночный кровоток.

Зависимое от лактата производство АТФ очень незначительно, но имеет большую скорость. Это обстоятельство делает идеальным его использование в качестве источника энергии, когда нагрузка превышает 50 % от максимальной. При отдыхе и умеренной нагрузке организм предпочитает расщеплять жиры для получения энергии. При нагрузках в 50 % от максимума (порог интенсивности для большинства тренировочных программ) организм перестраивается на преимущественное потребление углеводов. Чем больше углеводов человек использует в качестве топлива, тем больше производство молочной кислоты.

Исследования показали, что у престарелых людей в головном мозге количество солей кислоты (лактатов) имеет повышенный уровень[11].

Чтобы глюкоза могла проходить через клеточные мембраны, ей необходим инсулин. Молекула же молочной кислоты в два раза меньше молекулы глюкозы, и гормональная поддержка ей не нужна — она с лёгкостью сама проходит через клеточные мембраны.

Количественный анализ молочной кислоты обычно проводят титрованием гидроксидом натрия в присутствии фенолфталеина. Этот способ не подходит для концентрированных растворов, потому что в них молочная кислота частично находится в виде лактоилмолочной кислоты. Если такой раствор нужно оттитровать, используют приём обратного титрования: молочную кислоту обрабатывают избытком щёлочи (лактоилмолочная кислота при этом гидролизуется), а затем остаток щёлочи оттитровывают соляной кислотой[8].

В промышленности и исследовательских лабораториях молочную кислоту анализируют методом ВЭЖХ. Содержание энантиомерных форм в молочной кислоте можно определить ферментативным методом либо ВЭЖХ на хиральной колонке. Такие колонки, как и образцы высокочистых энантиомеров молочной кислоты коммерчески доступны[8].

Молочную кислоту можно обнаружить по следующим качественным реакциям:

  • Взаимодействие с n-оксидифенилом и серной кислотой:

При осторожном нагревании молочной кислоты с концентрированной серной кислотой она вначале образует уксусный альдегид и муравьиную кислоту; последняя немедленно разлагается:
CH3CH(OH)COOH → CH3CHO + HCOOH (→ H2O + CO)
Уксусный альдегид взаимодействует с n-оксидифенилом, причём, по-видимому, происходит конденсация в o-положении к OH-группе с образованием 1,1-ди(оксидифенил)этана:

В растворе серной кислоты медленно окисляется в фиолетовый продукт неизвестного состава. Поэтому, как и при обнаружении гликолевой кислоты с помощью 2,7-диоксинафталина, в данном случае происходит взаимодействие альдегида с фенолом, при котором концентрированная серная кислота действует как конденсирующий агент и окислитель. Такую же цветную реакцию дают α-оксимасляная и пировиноградная кислоты.
Выполнение реакции: В сухой пробирке нагревают в течение 2 минут на водяной бане при 85 °C каплю исследуемого раствора с 1 мл концентрированной серной кислоты. После этого охлаждают под краном до 28 °C, добавляют небольшое количество твёрдого n-оксидифенила и, перемешав несколько раз, дают постоять 10-30 минут. Фиолетовое окрашивание появляется постепенно и через некоторое время становится более глубоким. Открываемый минимум: 1,5⋅10−6 г молочной кислоты.

  • Взаимодействие с подкисленным серной кислотой раствором перманганата калия

Выполнение реакции: В пробирку прилить 1 мл молочной кислоты, а затем немного подкисленного серной кислотой раствора перманганата калия. Нагревать в течение 2 минут на слабом огне. Ощущается запах уксусной кислоты. С3Н6О3 + [O] = C3Н4O3 + H2O↑ Продуктом данной реакции может быть пировиноградная кислота С3Н4О3, которая тоже имеет запах уксусной кислоты. С3Н6О3 + [O] = C3Н4O3 + H2O↑ Однако пировиноградная кислота при обычных условиях неустойчива и быстро окисляется до уксусной кислоты, поэтому реакция протекает согласно суммарному уравнению: С3Н6О3 + 2[O] = CH3COOH + CO2↑ + H2O

  • Взаимодействие с фенолятом железа

Описание реакции: Эта реакция называется реакцией Уффельмана и используется, например, в клинической медицине для определения присутствия молочной кислоты в желудочном соке, открыта Юлиусом Уффельманом[de] в 1880-х гг. Для проведения реакции нужно растворить одну каплю хлорида железа и 0,4 грамма фенола в 50 см3 воды. Затем добавить тестируемую жидкость, если в ней есть молочная кислота, то синий цвет раствора сменится жёлтым[12][13], поскольку образуется лактат железа.

Молочная кислота используется преимущественно в трёх сферах: пищевой промышленности, производстве полимеров и других промышленных целях[14].

В пищевой промышленности молочная кислота используется как консервант и подкислитель. Благодаря тому, что её соли хорошо растворимы в воде, их также можно использовать в тех продуктах, где важно значение pH. Молочная кислота и её соли используются в напитках, конфетах, мясных изделиях и соусах. Лактат кальция добавляется в продукты как источник кальция.[14]

В полимерной промышленности из молочной кислоты получают полилактид. Производится он из лактида полимеризацией с раскрытием цикла. Сам же лактид получают конденсацией молочной кислоты[14].

Также молочная кислота используется в покрытии металлов, косметике, текстильной и кожевенной промышленности. Её эфиры находят применение в производстве красок и чернил, электроники и чистке металлов[14].

Молочная кислота — это органическая карбоновая кислота, которая присутствует во многих организмах и является безопасной для окружающей среды. Увеличение производства молочной кислоты и, соответственно, полилактида оказывает положительное влияние тем, что вытесняет использование полимеров, производимых из нефти, снижает выбросы углекислого газа и предоставляет более широкие возможности по утилизации отходов[15].

Молочная кислота также используется в пищевой промышленности и не является токсичной. Тем не менее при попадании в глаза или на повреждённую кожу она вызывает раздражение. Полулетальная доза для крыс при оральном приёме составляет 3,73 г/кг[15].

  1. Bradley J., Williams A., Andrew S.I.D. Lang Jean-Claude Bradley Open Melting Point Dataset // Figshare — 2014. — doi:10.6084/M9.FIGSHARE.1031637.V2
  2. 1 2 3 4 Ullmann, 2014, p. 1.
  3. ↑ rsl.ru
  4. 1 2 Ullmann, 2014, p. 2.
  5. Трегер Ю. А. Молочная кислота // Химическая энциклопедия: в 5 т. / И. Л. Кнунянц (гл. ред.). — М.: Большая Российская энциклопедия, 1992. — Т. 3: Меди—Полимерные. — С. 130—131. — 639 с. — 48 000 экз. — ISBN 5-85270-039-8.
  6. 1 2 3 4 5 Ullmann, 2014, p. 3.
  7. 1 2 3 Ullmann, 2014, p. 4.
  8. 1 2 3 Ullmann, 2014, p. 6.
  9. ↑ Dr. George A. Brooks  (англ.)
  10. George A. Brooks. What does glycolysis make and why is it important? // Journal of Applied Physiology. — 2010. — Вып. 108. — № 6. — С. 1450-1451. — doi:10.1152/japplphysiol.00308.2010.
  11. Надежда Маркина. Старость заполняет мозг солями молочной кислоты (рус.). Infox.ru (7 ноября 2010). Дата обращения 7 ноября 2010. Архивировано 23 августа 2011 года.
  12. ↑ Handbuch der Lebensmittelchemie. — Springer, 1935. — Vol. 2. Allgemeine Untersuchungsmethoden. Zweiter Teil: Chemische und Biologische Methoden. — С. 1099. — ISBN 9783662019481.
  13. ↑ Uffelmann: Pharmazeutische Zentralhalle für Deutschland. 1887, 28, 582.
  14. 1 2 3 4 Ullmann, 2014, p. 5.
  15. 1 2 Ullmann, 2014, p. 7.


Смотрите также

Серозометра: Лечение Народными Средствами

Серозометра: причины возникновения, симптомы и лечение Патологическое скопление в полости матки жидкости — серозометра, довольно серьезный симптом. Промедление… Подробнее...
Палец

Щелкающий Палец: Лечение Народными Средствами

Какие существуют способы избавления от щелкающих суставов Когда палец (или даже несколько) заклинивает во время сгибания или раздается непривычное щелканье, то… Подробнее...
Простатит

Затрудненное Мочеиспускание У Мужчин: Лечение Народными Средствами

Из-за чего возникает затрудненное мочеиспускание у мужчин Проблемы с мочеиспусканием у мужчин встречаются достаточно часто, причем даже в молодом возрасте, но… Подробнее...