Химические сказки про кислоты

Цели урока: Закрепить и проверить знания учащихся по теме «Подгруппа  кислорода и серы», сравнить свойства аллотропных видоизменений кислорода и серы, распознавать серную кислоту и её соли среди других веществ, показать её роль в народном хозяйстве.

Оборудование и реактивы: иллюстрации «остановок» серной кислоты, карточки-задания у учащихся, растворы серной кислоты, синего лакмуса, сахарная пудра, древесные опилки, спирт, концентрированная серная кислота, перманганат калия, пробирки, спиртовка, цилиндр, фарфоровая чашка.

Тип урока: систематизация и проверка знаний учащихся.

Глава 1. Рождение серной кислоты.

Глава 2. Детство.

Глава 3. На развилке дорог.

Глава 4. Трудный путь.

Глава 5. Ювелирный магазин.

Глава 6. Кислота- волшебница.

Глава 7. Кислота — вредительница.

Ход урока.

Учитель: Сегодня на уроке я расскажу вам сказку о серной  кислоте. Вы отправитесь с ней в путешествие. В пути вы должны помочь ей. В этом вам помогут ваши знания, которые вы получили на прошлом уроке. На столах у вас путевые листы. Итак, мы начинаем.

Глава 1. «Рождение Серной кислоты».

(на доске иллюстрация химического королевства)

В одном химическом королевстве у Её Величества Воды и Его Величества Оксида Серы Шестивалентного родился младенец. Всем хотелось, чтобы на свет появился мальчик — наследник престола. Но как только младенцу повязали синюю ленточку, она тут же покраснела. Все поняли, что родилась девочка.

Опыт 1. В колбу с раствором серной кислоты добавили синий лакмус. Окраска изменилась на красную.

Девочке дали красивое имя — Кислота, а фамилию отца — Серная. А так как её родителями были Вода и Оксид Серы (VI), то она в своём составе имела водород, кислород, серу. Вспомним её состав и строение.

Задание в тетради: написать электронную и графическую формулу кислоты. Определить степень окисления серы в этом соединении.

У каждого вещества есть своя история открытия, такая история есть и у серной кислоты.

Ученик:

История открытия серной кислоты.

 Когда же впервые человек стал применять и получать серную кислоту? В древности минеральные кислоты не были известны людям. Первое упоминание о серной кислоте встречается в трудах арабского алхимика Гебера. Под его именем до нас дошли различные сочинения на арабском и латинском языках, в которых он говорит о том, что при сильном нагревании квасцов перегоняется «спирт», обладающий сильной растворяющей силой. Квасцы применялись в формации, в медицине, при обработке кожи, при крашении тканей и т.д. Вот эти квасцы и исследовал Гебер, а тот «спирт», о котором он говорит, и был серной кислотой. Но этот факт остался в истории химии просто установлением нового, ранее неизвестного вещества – серной кислоты. Специально же в то время ее еще не получали.

Получать серную кислоту стали в средние века.  

Особенно способствовали изучению серной кислоты наблюдения сделанные Андреем Либавием, который жил в 16 веке. Он показал, что серная кислота, получаемая при горении серы в селитре или при прокаливании квасцов одинакова. Это было важное наблюдение. Так возник технический способ получения серной кислоты – камерный, который позднее стал называться нитрозным. Впервые в промышленности он был осуществлен а Англии в 1740 году.

Способ получения серной кислоты, применявшийся алхимиками и существовавший до 18 века основывали на разложении сульфатов при нагревании, а также нагреванием серы с селитрой.

Самый первый камерный завод по получению H2SO4 возник в Англии в 1746 году, несколько позднее во Франции – в 1766 году. В России серная кислота впервые стала получаться на заводе князя Голицына под Москвой в 1805 году.

Вопросы классу:

Что такое кислота с точки зрения электролитической диссоциации?

На что диссоциирует серная кислота?

Дайте классификацию серной кислоты.

 4. Правила по технике безопасности при работе с кислотой.

5. Что за раствор прилили к кислоте в опыте 1? Почему он изменил окраску? О наличии каких ионов говорит это изменение?

Задание в тетради: Написать  ступенчатую диссоциацию  серной кислоты.

Глава 2. «Детство».

(иллюстрация генеалогического дерева  серной кислоты)

Серная кислота подросла и стала интересоваться своими многочисленными родственниками. Ее учитель показал ей грамоту, на которой было начертано генеалогическое дерево-вся родословная кислоты. Посмотрите на грамоту:

Сера—Оксид серы(IV)—Оксид серы(VI)—Серная кислота—Сульфаты

Озон—Кислород—Вода—Серная кислота—Сульфаты

Задание в тетради: Осуществить цепочку превращений по вариантам (с серой — 1 вариант, с кислородом -2 вариант).

Вопросы классу (фронтальный опрос):

1. Какими физическими свойствами обладает сера?  Назовите её аллотропные видоизменения.

2. Чем отличаются по свойствам два оксида серы? Как их получают и где используют?

3. Сравните по строению и свойствам озон и кислород.

4. Какие соли образует серная кислота?

Задание в тетради: Написать уравнения получения сульфата и гидросульфата натрия.

Соли серной кислоты-сульфаты. Вдень совершеннолетия серной кислоты, все они явились на бал во дворец и предстали перед ней. Познакомимся с некоторыми из них.

Парад солей. Ученики с карточками солей  у доски рассказывают о  железном и медном купоросе, природном гипсе, глауберовой соли и сульфате цинка.

Железный купорос.

Сульфат железа(II), железный купорос, FeSO4 — соль серной кислоты и 2-х валентного железа.  

В химии железным купоросом называют кристаллогидрат сульфата железа(II). Кристаллы светло-зелёного цвета. Применяется в текстильной промышленности, в сельском хозяйстве как инсектицид, для приготовления минеральных красок.

Железный купорос можно приготовить действием разбавленной серной кислоты на железный лом, обрезки кровельного железа и т. д. В промышленности его получают как побочный продукт при травлении разбавленной H2SO4 железных листов, проволоки и др., для удаления окалины.

 Водные растворы железного купороса обладают восстановительными свойствами, что используется в аналитической химии.  

Железный купорос в виде растворов применяют как компонент электролитов в гальванотехнике, для пропитки древесины с целью предохранить ее от гниения, для получения железосодержащих пигментов. В медицине железный купорос входит в состав антианемических средств, назначаемых при нехватке в организме железа. Для лучшего усвоения и для предохранения от окисления железный купорос в различных препаратах смешивают с различными органическими соединениями, например, с аскорбиновой кислотой (препарат «Ферроплекс», «Фенюльс» и др.).

 Еще в древности галлы применяли в медицинской практике, для выделки кож, называя их «дубильными орешками». Но самое известное их применение было изготовление чернил; отсюда другое название галлов – «чернильные орешки». Для получения чернил к соку из галлов добавляли железный купорос. На воздухе полученный раствор приобретал глубокий фиолетово-черный цвет. Реакция эта очень чувствительная: окраска появляется даже с очень малым количеством железа. Еще в 17 в. Р.Бойль установил, что «одна крупинка купороса, растворенная в таком количестве воды, которое в шесть тысяч раз превышает ее вес, способна дать с дубильным орешком пурпурную настойку». Добавление к чернилам камеди – густого сока некоторых деревьев, например, вишневого – придавало чернилам красивый блеск. Вот один из старинных рецептов приготовления черных чернил: камеди – 3 части, железного купороса – 2 части, чернильных орешков – 3 части, воды – 30 частей. Чернила эти очень устойчивы: сохранились, например, написанные ими средневековые рукописи. Сразу после высыхания эти чернила имели черный цвет, а со временем приобретали темно-коричневый оттенок. При большой концентрации железного купороса в исходном растворе чернила частично «проедали» бумагу, так что написанное становилось видно с другой стороны листа.

Медный купорос.

Сульфат меди(II) — (CuSO4) — бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде. Однако из водных растворов, а также на воздухе хотя бы с незначительным содержанием влаги кристаллизуется голубой пентагидрат CuSO4 · 5H2O — медный купорос. Благодаря этому свойству сульфат меди(II) иногда используется в качестве индикатора влажности помещения.

  Окрашивает огонь в зелёный цвет.

Сульфат меди(II) наиболее важная соль меди, часто служит исходным сырьём для получения других соединений.

 В строительстве водный раствор сульфата меди применяется для нейтрализации последствий протечек, ликвидации пятен ржавчины, а также для удаления выделений солей («высолов») с кирпичных, бетонных и оштукатуренных поверхностей; а также как средство для предотвращения гниения древесины.

Также он применяется для изготовления минеральных красок, в медицине, как один из компонентов электролитических ванн для меднения и т. п. и как часть прядильных растворов в производстве ацетатного волокна.

В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E519 (консервант).

 Медный купорос применяют как протраву при крашении тканей, для консервирования древесины, протравливания семян. Известный инсектицид бордосская жидкость представляет собой смесь растворов медного купороса и известкового молока; последний добавляют для нейтрализации раствора, чтобы растения не получили кислотного ожога.

В медицине разбавленный (0,25%-ный) раствор медного купороса применяют как антисептическое и вяжущее средство,   Малые дозы медного купороса (несколько капель 1%-ного раствора в молоке) назначают иногда при анемии для усиления кроветворения.

 В природе медный купорос встречается в виде минерала халькантита; известны также минералы с другим содержанием воды: бонаттит (тригидрат CuSO4·3H2O), бутит (гептагидрат CuSO4·7H2O), халькокианит (безводный сульфат).

ГИПС

 . Гипс — сернокальциевая соль с двумя молекулами химически связанной воды (CaSО4 • 2Н2О), которая может быть частью, или целиком, удалена нагреванием.  Будучи освобожден (слабым обжигом) от большей части связанной воды и обращен в порошок, гипс с водой образует жидкое тесто, хорошо заполняющее форму и очень быстро, с заметным выделением тепла, схватывающееся; на этом свойстве гипса и основаны все применения его в строительном деле.
В природе различные виды гипса встречаются в виде залежей, иногда значительной мощности, образовавшихся из морской воды, в которой гипс всегда содержится (не свыше, однако, 0,15%), путем осаждения, вместе с другими растворенными в ней солями, при испарении воды в закрытых бассейнах;   Кроме того гипс образуется понемногу в природе при действии на известняки сернокислых солей тяжелых металлов, в свою очередь образующихся путем постепенного окисления природных сернистых соединений — колчеданов.    Твердость гипса невелика — средняя между твердостью талька и известкового шпата.  

 Шпатовый гипс или селенит, реже других встречаемый, почти прозрачен; его пластинки в древности служили в качестве оконных стекол.
Волокнистый гипс — состоит из вытянутых неделимых, на подобие волокон, направленных перпендикулярно к поверхности; встречается чаще всего в виде прослойков в глине.
Зернистый гипс — кристаллы мельче, чем в шпатовом, иногда настолько, что строение приближается к плотному. Наиболее чистые, белые и твердые сорта его, по виду похожие на белый каррарский мрамор, но более его просвечивающие в тонком слое, с давнего времени употреблялись в природном состоянии для скульптурных целей под названием алебастра;  

Плотный гипс — кристаллы неразличимы простым глазом.
Землистый гипс — плохо сцементированная или даже сыпучая порода, мало пригодная для целей строительной техники, может быть употребляем в качестве удобрения для полей.

Глауберова соль 

Глауберова соль — Na2SO4•10H2O, десятиводный кристаллогидрат (декагидрат) сульфата натрия. Впервые обнаружена химиком И. Р. Глаубером в составе минеральных вод, а впоследствии синтезирована действием серной кислоты на хлорид натрия.  

 Представляет собой большие прозрачные кристаллы в форме призм. Имеет горький соленый вкус и тает на языке. Не имеет запаха. Хорошо растворима в воде. Не горит, в огне не трещит. При длительном нахождении на воздухе или нагревании выветривается (выпаривается) и теряет массу.  

Природный минерал глауберовой соли называется мирабилит.  

 В растворенном виде глауберова соль в значительном количестве присутствует в морской воде и во многих минеральных водах, например, курортов Карловы Вары в Чехии и Мариенбад в Австрии. Карловарская соль, получаемая из минеральных вод Карловых Вар на 44 % состоит из сульфата натрия (глауберовой соли), на 36 % из гидрокарбоната натрия (пищевой соды), на 18 % из хлорида натрия (поваренной соли) и на 2 % из сульфата калия.

 Спустя много лет, в 1648 году, Глаубер проводил опыты с кислотами, а точнее получал соляную кислоту путем нагревания обычной каменной соли с серной кислотой.  . Каково же было удивление Глаубера, когда он обнаружил, что большие прозрачные кристаллы, выпавшие в осадок, оказались той самой «чудесной солью», с которой он познакомился в молодости. В результате одной реакцией Глаубер открыл и способ получения соляной кислоты, и синтеза сульфата натрия.

В мире большое количество сульфата натрия использовались   при производстве синтетических моющих средств СМС,  

Второе по количеству применение сульфата натрия — стекольное производство. Также это вещество используют для получении сульфатной целлюлозы, в текстильной, кожевенной промышленности и в цветной металлургии, а также в медицине и ветеринарии (как слабительное средство и как добавка в средства промывания носа).

В небольших количествах сульфат натрия находит применение в химических лабораториях — в качестве обезвоживающего средства.  

Вопросы классу:

1. Какими способами можно получит сульфаты?

2. С какими веществами реагирует разбавленная  серная кислота и получают сульфаты?

Задание в тетради: подчеркнуть вещества, с которыми реагирует серная кислота:  кальций, гидроксид кальция, соляная кислота, ртуть, оксид азота(II), фосфат кальция, золото. Записать уравнения реакций.

Глава 3. «На развилке дорог».

(иллюстрация камня на развилке дорог)

Много ли, мало ли времени прошло с тех пор, как исполнилось кислоте 18 лет, но только захотелось ей отправиться в путешествие. Захотелось мир посмотреть, себя показать. Долго шла она по дороге и дошла до развилки. На обочине она увидела большой камень, на котором было написано:

Направо пойдёшь — к кислотам придёшь,

Налево пойдёшь — к солям попадёшь,                                                                                                                     Прямо пойдёшь — свой путь найдёшь.

Задумалась кислота. Как найти правильный путь? Давайте поможем ей.

 Лабораторные опыты:  

1. Распознать серную кислоту среди её солей с помощью индикатора или цинка.

2. Отличить серную кислоту от азотной и  соляной с помощью хлорида бария (качественная реакция на сульфат-ионы).

Задание в тетради: Записать уравнения реакций, с помощью которых распознавали вещества.

Глава 4. «Трудный путь».

(иллюстрация горной реки и дерева около неё)

Она шла уже пять часов,  ей очень захотелось пить.                                              И вдруг она увидела колодец.                                                                                             «Вода!» — воскликнула Кислота и, подбежав к колодцу, прикоснулась к воде.

     Вода страшно зашипела. С криком испуганная Кислота бросилась прочь. Конечно же, что при   смешивании серной кислоты с водой выделяется большое количество теплоты.

Долго шла кислота по дороге. День был жаркий и она решила отдохнуть и выпить сладкого чая. Но как только она дотронулась до сахара, то увидела нечто странное.

Опыт 2. к сахарной пудре прилить концентрированной серной кислоты, перемешать стеклянной палочкой. В стакане появляется угольная масса.

Не утолив жажды, она села отдохнуть под дерево и тут же отскочила. Дерево тоже обуглилось.

Опыт 3. Древесные опилки положить в стакан с концентрированной серной кислотой. Наблюдаем обугливание древесины.

Это водоотнимающее свойство кислоты используют для осушения газов. При этом образуются кристаллогидраты серной кислоты.(H2SO4 nH2O)

     Узнав об этом замечательном свойстве, кислота снова пошла в путь.

Глава 5. «Ювелирный магазин».

(иллюстрация вывески и витрины ювелирного магазина)

К вечеру кислота дошла до города. Первое, что она увидела, была витрина ювелирного магазина. Ей захотелось примерить украшения. Когда она надела на свой палец колечки из меди и серебра, они тут же растворились. Только изделия из золота и платины остались в неизменном виде. Почему?

Задание в тетради и на доске: написать уравнения  реакций серебра и ртути с концентрированной серной кислотой.

Глава 6. «Кислота — волшебница».

(таблица применения серной кислоты)

Серная кислота осталась жить в городе и принесла много пользы. Она широко используется в народном хозяйстве (работа по таблице учебника).

1. Производство минеральных удобрений.

2. Очистка нефтепродуктов.

3. Синтез красителей и лекарств.

4. Производство кислот и солей.

5. Сушка газов.

6. Металлургия.

            Серная кислота – одна  из важнейших веществ, которая не зря получило название «хлеб химии». Свое название она получила из-за широкого использования и применения.. Нет ни одной отрасли химической промышленности, где бы ни находила применение серная кислота. Ежегодное производство кислоты составляет 160 млн тонн.

           Серная кислота – один из важнейших продуктов основной химической промышленности. Основным потребителем серной кислоты является производство минеральных удобрений.

            Серная кислота необходима также для производства других кислот, поэтому ее называют хлебом химической промышленности. Серная кислота используется и при изготовлении почти всех взрывчатых веществ. Кроме того она необходима для получения сернокислых солей, для очистки бензина, керосина и смазочных масел, зарядки свинцовых аккумуляторов и т.д.

           Серная кислота в виде так называемых травильных растворов применяется в металлообрабатывающей промышленности, где она служит для снятия окалины и загрязнения с металлических изделий перед их окраской или покрытием другими металлами (никелем, хромом и т.д.).

            Концентрированная серная кислота является катализатором в производстве синтетических волокон, пластмасс и других органических веществ.

            Серная кислота жадно поглощает пары воды поэтому часто применяется для осушки газов. Способность поглощать воду объясняет обугливание многих органических веществ, особенно относящихся к углеродам (клетчатка, сахар и др.)

Но всё же кислота оставалась волшебницей. В праздники она устраивала «фейерверки в цилиндре» и зажигала спиртовки без спичек.

Опыт 4.  В цилиндр налить 50 мл концентрированной серной кислоты и добавить 70 мл этилового спирта. Появилась граница раздела двух жидкостей. Всыпаем порошок перманганата калия в цилиндр — появляются вспышки на границе раздела жидкостей.

Опыт 5. стеклянной палочкой, смоченной концентрированной серной кислотой, прикоснуться к кристаллам  перманганата калия,  затем к спиртовке. Она воспламеняется.

В основе этих двух опытов лежит одна окислительно-восстановительная реакция, в результате которой выделяется кислород. Он то и поджигает спирт в спиртовке и цилиндре.

Глава 7. «Кислота — вредительница».

Серная кислота так освоилась в городе, что стала приносить не только пользу, но и вред.

 Ученик:

Кислотные дожди.

В городах и промышленных районах с развитой химической, металлургической и нефтеперерабатывающей промышленностью могут выпадать «кислотные дожди», другими словами атмосферные осадки (в том числе снег) с промышленным содержанием серной, азотной, соляной и других кислот.

Откуда же берутся в атмосфере эти кислоты? При сжигании горючих ископаемых (угля, нефти, газа) большая часть содержащейся в них серы превращается в диоксид SO2; значительные количества SO2 выбрасываются предприятиями цветной металлургии. В результате реакций азота и кислорода в двигателях внутреннего сгорания, а также при электрическом разряде в атмосфере образуются оксиды азота. Последние также выбрасываются химическими предприятиями, производящими азотную кислоту и азотные удобрения. Иногда можно наблюдать шлейфы рыжего дыма над такими заводами – это печально известные «лисьи хвосты». Газообразные диоксид серы и оксиды азота реагируют с атмосферным кислородом и водой с образованием кислот. Соляная кислота и хлороводород, образующиеся во многих химических производствах, сами по себе являются источниками кислотных дождей.

Такова причина возникновения кислотных дождей.

Кислотные дожди наносят большой вред людям (увеличивается число легочных заболеваний) и природе – в озерах гибнет рыба, ухудшается плодородие почв, уменьшается урожайность сельскохозяйственных культур, снижается прирост лесов и наблюдается их усыхание. Кислотные дожди способствуют вымыванию из почвы тяжелых металлов, которые затем усваиваются растениями. Используя такие растения в пищу, человек также получает повышенную дозу тяжелых металлов. Возникает опасность загрязнения ими грунтовых вод, а следовательно питьевой воды. Кислотные дожди разрушают архитектурные памятники. Так, афинский Акрополь за последние 50 лет пострадал больше, чем за предыдущие тысячелетия.

Воздушными потоками облака с повышенным содержанием кислот и кислотных оксидов перемещаются на большие расстояния, вызывая кислотные дожди и ухудшая общее экологическое состояние планеты. Борьба с кислотными дождями представляет большие сложности и требует вложения значительных средств.

Наибольшее количество SO2 выбрасывают тепловые электростанции и предприятия цветной металлургии, на которых осуществляется окислительный обжиг сульфидных руд, а также заводы серно-кислотные.

Выбросы SO2 распространяются на значительные расстояния от источника.

Какие последствия для растения  может иметь попадание серной кислоты на его лист?  Почему на листьях появляются белые пятна?

Серная кислота вызывает обезвоживание органических соединений, которые образуются в листе в процессе фотосинтеза.   Наиболее устойчивы к действию серной кислоты растения с толстой кутикулой и малым количеством хлорофилла.

Оксид серы (IV) — SO2 считается одной из составных частей токсичных туманов и одним из активных компонентов формирования смога. Воздействие SO2 на органы дыхания способствует возникновению бронхитов, может нарушить углеводный и белковый обмен, способствует образованию метгемоглобина, снижению иммунитета.

Расскажите о мерах защиты окружающей среды.

Ученик:

Мероприятия обеспечивающие эффективность природоохранительных мер.

Для вредных веществ в атмосфере законодательно установлены предельно допустимые концентрации, не вызывающие ощутимых последствий. ПДК (SO2) – 0,05 мг/м3. С целью предотвращения загрязнения атмосферы разработаны мероприятия, обеспечивающие правильное сжигание топлива, переход на газифицированное центральное отопление, установку очистных сооружений, которые позволяют экономить сырье, предотвращают загрязнение воздуха. Например, улавливание серы из выделяющихся газов дает возможность увеличить выпуск серной кислоты.

Вводятся технологии при которых образование отходов сводится к минимуму. Этой же цели служит переход на другие виды топлива для автомобилей (сжиженный газ, этиловый спирт, при сжигании которого образуется меньше вредных веществ).

Большое значение имеет правильная планировка городов зеленые насаждения. Деревья поглощают вредные газы. Например сернистый газ хорошо поглощается тополем, липой, кленом, конским каштаном.

Какой можно сделать вывод о вредном воздействии на природу?

 Применение серной кислоты определяется ее свойствами – это вещество используют как кислоту, окислитель и обезвоживающее средство. В условиях антропогенного загрязнения, когда серная кислота входит в состав кислотных дождей, возможны повреждения и гибель клеток растений, обезвоживание растительных тканей.

Работа класса по карточкам.

Домашнее задание:

1) Составить окислительно-восстановительную реакцию, используемую в двух последних опытах, если известно, что в результате реакции образуются две соли серной кислоты, кислород и вода.

 2) Рассчитать, сколько выделится кислорода (н. у.) при взаимодействии 318г перманганата калия и 98г  концентрированной серной кислоты.

Некоторые микробы-археи умеют самостоятельно перерабатывать нефтяные углеводороды в метан.

Наверно, нет такой органики, которую микробы не могли съесть, хотя иногда им приходится для этого звать кого-нибудь на помощь. Например, есть бактерии, расщепляющие нефтяные углеводороды-алканы — большие молекулы с длинной цепочкой из углеродных атомов, к которым присоединены атомы водорода. Но в месторождениях нефти, где живут такие бактерии, нет кислорода. Поэтому, когда они расщепляют углеводороды, они останавливаются на промежуточном соединении — уксусной кислоте; попутно ещё образуется водород Н₂. Если бы вокруг был кислород, уксусную кислоту можно было бы переработать дальше, разрушить её химические связи и высвободившуюся энергию запасти в виде АТФ — высокоэнергетической молекулы, которую используют едва ли не все живые клетки на земле.

Но кислорода в подземной нефти нет, а накапливающаяся уксусная кислота может сильно испортить жизнь. И тут нефтепоедающим бактериям приходят на помощь археи — тоже микробы, но из другого домена жизни. Одни археи поглощают уксусную кислоту и превращают её в углекислый газ и метан, другие подхватывают этот углекислый газ и водород, образовавшийся при бактериальном расщеплении нефтяных углеводородов, и превращают их в метан и воду. Любая живая клетка получает энергию в ходе окислительно-восстановительных реакций, и некоторые группы архей научились выполнять эти реакции с водородом, углекислым газом и некоторыми органическими веществами, вроде уксусной кислоты. Поскольку в качестве побочного продукта получается метан, такие археи назвали метаногенами.

То есть нефть поедают трое микробов-сотрапезников: бактерии, перерабатывающие очень большие углеводороды в очень маленькую уксусную кислоту и водород, и две разновидности архей, которые освоили особые окислительно-восстановительные реакции. Если бы какая-нибудь архея научилась иметь дело с большими органическими молекулами, она могла бы всё это делать сама. Но до сих пор считалось, что археи-метаногены способны работать только с ограниченным набором маленьких органических молекул.

Однако со временем стали появляться данные, указывавшие на то, что на свете естьархеи-метаногены, способные «в одно лицо» расщеплять нефтяные углеводороды и, вероятно, длинные жирные кислоты. Два года назад мы писали, что их обнаружили на дне Мексиканского залива. Их назвали Candidatus Methanoliparia — нужно уточнить, что это название не какого-то одного вида, а группы архей, объединённых одинаковыми биохимическими свойствами. Поскольку они требуют особых условий, изучать их в лаборатории очень непросто. Тем не менее, сотрудники одного из институтов Министерства сельского хозяйства и природопользования Китая, Китайской нефтяной и химической корпорации SINOPEC и Института микробиологии моря Общества Макса Планка научились их выращивать. Археи, взятые из нефтяного месторождения Шэнли, жили в лаборатории при температуре от 35 °C до 65 °C без кислорода и вообще каких-либо неорганических веществ, которые могли бы участвовать в окислительно-восстановительных реакциях. В результате, как говорится в статье в Nature, все длинные углеводороды-алканы из нефтяной питательной смеси исчезли, а взамен появилось много метана.

В микробном сообществе нефтяного месторождения были не только археи, но и нефтеперерабатывающие бактерии, и возникает вопрос, может быть, эти бактерии приняли самое активное участие в превращении нефти в метан. Однако исследователи несколько раз пересаживали микробов в новую питательную среду, и в конце концов уровень бактерий снизился менее чем до 0,1% от всех микроорганизмов, а вот нефтеперерабатывающих архей-«индивидуалистов» Candidatus Methanoliparia стабильно оставалось около 40%, и расщепление углеводородов продолжалось со стабильной интенсивностью.

Клетки Candidatus Methanoliparia не связывают себя с клетками других микробов, и их гены не колируют никаких ферментов и вообще белков, которые нужны, чтобы объединять биохимические реакции и транспорт электронов с микробами коллегами — что лишний раз доказывает, что Candidatus Methanoliparia способны всю «нефтегазовую» биохимию выполнять сами. При этом, с одной стороны, они уместили в себе те биохимические реакции, которые нефтеперерабатывающие бактерии и дружественные им археи выполняют порознь. С другой стороны, расщепление длинных алканов начинается у Candidatus Methanoliparia с помощью фермента, который до сих пор видели у других архей — они перерабатывают короткие алканы и не производят метан. То есть метаногенные археи, имеющие дело с длинными углеводородами, научились использовать биохимические инструменты, свойственные неметаногенным археям, питающимся короткими углеводородами. Причём инструмент для коротких алканов Candidatus Methanoliparia
используют только для переработки длинных — если им в питательную среду дать небольшие углеводороды, Candidatus Methanoliparia их не тронут. Всё это лишний раз иллюстрирует, насколько изобретательными и пластичными в смысле метаболизма могут быть археи с бактериями.

Нельзя сказать, что в биохимии Candidatus Methanoliparia всё ясно, но, по крайней мере, их стало возможным выращивать в лаборатории, а значит, изучать их теперь будет проще. Может быть, их смогут приспособить для ликвидации экологических загрязнений, вроде нефтяных разливов, а может быть, они найдут применение в нефтеперерабатывающей промышленности, если только их использование окажется экономически оправданным.

Кислоты — это такие химические соединения, которые способны отдавать электрически заряженный ион (катион) водорода, а также принимать два взаимодействущих электрона, вследствие чего образуется ковалентная связь.

В данной статье мы рассмотрим основные кислоты, которые изучают в средних классах общеобразовательных школ, а также узнаем множество интересных фактов о самых разных кислотах. Приступим.

Кислоты: виды

В химии существует множество самых разнообразных кислот, которые имеют самые разные свойства. Химики различают кислоты по содержанию в составе кислорода, по летучести, по растворимости в воде, силе, устойчивости, принадлежности к органическому или неорганическому классу химических соединений. В данной статье мы рассмотрим таблицу, в которой представлены самые известные кислоты. Таблица поможет запомнить название кислоты и ее химическую формулу.

Химическая формула	Название кислоты
H2S	Сероводородная
H2SO4	Серная
HNO3	Азотная
HNO2	Азотистая
HF	Плавиковая
HCl	Соляная
H3PO4	Фосфорная
H2CO3	Угольная

Итак, все наглядно видно. В данной таблице представлены самые известные в химической промышленности кислоты. Таблица поможет намного быстрее запомнить названия и формулы.

Сероводородная кислота

H₂S — это сероводородная кислота. Ее особенность заключается в том, что она еще и является газом. Сероводород очень плохо растоворяется в воде, а также взаимодействует с очень многими металлами. Сероводородная кислота относится к группе «слабые кислоты», примеры которых мы рассмотрим в данной статье.

H₂S имеет немного сладковатый вкус, а также очень резкий запах тухлых яиц. В природе ее можно встретить в природном или вулканическом газах, а также она выделяется при гниении белка.

Свойства кислот очень разнообразны, даже если кислота незаменима в промышленности, то может быть очень неполезна для здоровья человека. Данная кислота очень токсична для человека. При вдыхании небольшого количество сероводорода у человека пробуждается головная боль, начинается сильная тошнота и головокружение. Если же человек вдохнет большое количество H₂S, то это может привести к судорогам, коме или даже мгновенной смерти.

Серная кислота

H₂SO₄ — это сильная серная кислота, с которой дети знакомятся на уроках химии еще в 8-м классе. Химические кислоты, такие как серная, являются очень сильными окислителями. H₂SO₄ действует как окислитель на очень многие металлы, а также основные оксиды.

H₂SO₄ при попадании на кожу или одежду вызывает химические ожоги, однако она не так токсична, как сероводород.

Азотная кислота

В нашем мире очень важны сильные кислоты. Примеры таких кислот: HCl, H₂SO₄, HBr, HNO₃. HNO₃ — это всем известная азотная кислота. Она нашла широкое применение в промышленности, а также в сельском хозяйстве. Ее используют для изготовления различных удобрений, в ювелирном деле, при печати фотографий, в производстве лекарственных препаратов и красителей, а также в военной промышленности.

Такие химические кислоты, как азотная, являются очень вредными для организма. Пары HNO₃ оставляют язвы, вызывают острые воспаления и раздражения дыхательных путей.

Азотистая кислота

Азотистую кислоту очень часто путают с азотной, но разница между ними есть. Дело в том, что азотистая кислота намного слабее азотной, у нее совершенно другие свойства и действие на организм человека.

HNO₂ нашла широкое применение в химической промышленности.

Плавиковая кислота

Плавиковая кислота (или фтороводород) — это раствор H₂O c HF. Формула кислоты — HF. Плавиковая кислота очень активно используется в алюминиевой промышленности. Ею растворяют силикаты, травят кремний, силикатное стекло.

Фтороводород является очень вредным для организма человека, в зависимости от его концентрации может быть легким наркотиком. При попадании на кожу сначала никаких изменений, но уже через несколько минут может появиться резкая боль и химический ожог. Плавиковая кислота очень вредна для окружающего мира.

Соляная кислота

HCl — это хлористый водород, является сильной кислотой. Хлористый водород сохраняет свойства кислот, относящихся к группе сильных. На вид кислота прозрачна и бесцветна, а на воздухе дымится. Хлористый водород широко применяется в металлургической и пищевой промышленностях.

Данная кислота вызывает химические ожоги, но особо опасно ее попадание в глаза.

Фосфорная кислота

Фосфорная кислота (H₃PO₄) — это по своим свойствам слабая кислота. Но даже слабые кислоты могут иметь свойства сильных. Например, H₃PO₄ используют в промышленности для восстановления железа из ржавчины. Помимо этого, форсфорная (или ортофосфорная) кислота широко используется в сельском хозяйстве — из нее изготавливают множество разнообразных удобрений.

Свойства кислот очень схожи — практически каждая из них очень вредна для организма человека, H₃PO₄ не является исключением. Например, эта кислота также вызывает сильные химические ожоги, кровотечения из носа, а также крошение зубов.

Угольная кислота

H₂CO₃ — слабая кислота. Ее получают при растворении CO₂ (углекислый газ) в H₂O (вода). Угольную кислоту используют в биологии и биохимии.

Плотность различных кислот

Плотность кислот занимает важное место в теоретической и практической частях химии. Благодаря знанию плотности можно определить концентрацию той или иной кислоты, решить расчетные химические задачи и добавить правильное количество кислоты для совершения реакции. Плотность любой кислоты меняется в зависимости от концентрации. Например, чем больше процент концентрации, тем больше и плотность.

Общие свойства кислот

Абсолютно все кислоты являются сложными веществами (то есть состоят из нескольких элементов таблицы Менделеева), при этом обязательно включают в свой состав H (водород). Далее мы рассмотрим химические свойства кислот, которые являются общими:

1. Все кислородсодержащие кислоты (в формуле которых присутствует O) при разложении образуют воду, а также кислотный оксид. А бескислородные при этом разлагаются на простые вещества (например, 2HF разлагается на F₂ и H₂).
2. Кислоты-окислители взаимодействуют со всеми металлами в ряду активности металлов (только с теми, которые расположены слева от H).
3. Взаимодействуют с различными солями, но только с теми, которые были образованы еще более слабой кислотой.

По своим физическим свойствам кислоты резко отличаются друг от друга. Ведь они могут иметь запах и не иметь его, а также быть в самых разных агрегатных состояниях: жидких, газообразных и даже твердых. Очень интересны для изучения твердые кислоты. Примеры таких кислот: C₂H₂0₄ и H₃BO₃.

Концентрация

Концентрацией называют величину, которая определяет количественный состав любого раствора. Например, химикам часто необходимо определить то, сколько в разбавленной кислоте H₂SO₄ находится чистой серной кислоты. Для этого они наливают небольшое количество разбавленной кислоты в мерный стакан, взвешивают и определяют концентрацию по таблице плотности. Концентрация кислот узко взаимосвязана с плотностью, часто на определение концетрации встречаются расчетные задачи, где нужно определить процентное количество чистой кислоты в растворе.

Классификация всех кислот по количеству атомов H в их химической формуле

Одной из самых популярных классификаций является разделение всех кислот на одноосновные, двухосновные и, соответственно, трехосновные кислоты. Примеры одноосновных кислот: HNO₃ (азотная), HCl (хлороводородная), HF (фтороводородная) и другие. Данные кислоты называются одноосновными, так как в их составе присутствует всего лишь один атом H. Таких кислот множество, абсолютно каждую запомнить невозможно. Нужно лишь запомнить, что кислоты классифицируют и по количеству атомов H в их составе. Аналогично определяются и двухосновные кислоты. Примеры: H₂SO₄ (серная), H₂S (сероводородная), H₂CO₃ (угольная) и другие. Трехосновные: H₃PO₄ (фосфорная).

Основная классификация кислот

Одной из самых популярных классификаций кислот является разделение их на кислородосодержащие и бескислородные. Как запомнить, не зная химической формулы вещества, что это кислота кислородосодержащая?

У всех бескислородных кислот в составе отсутствует важный элемент O — кислород, но зато в составе есть H. Поэтому к их названию всегда приписывается слово «водородная». HCl — это хлороводородная кислота, a H₂S — сероводородная.

Но и по названиям кислосодержащих кислот можно написать формулу. Например, если число атомов O в веществе — 4 или 3, то к названию всегда прибавляется суффикс -н-, а также окончание -ая-:

• H₂SO₄ — серная (число атомов — 4);
• H₂SiO₃ — кремниевая (число атомов — 3).

Если же в веществе меньше трех атомов кислорода или три, то в названии используется суффикс -ист-:

• HNO₂ — азотистая;
• H₂SO₃ — сернистая.

Общие свойства

Все кислоты имеют вкус кислый и часто немного металлический. Но есть и другие схожие свойства, которые мы сейчас рассмотрим.

Есть такие вещества, которые называются индикаторами. Индикаторы изменяют свой цвет, или же цвет остается, но меняется его оттенок. Это происходит в то время, когда на индикаторы действуют какие-то другие вещества, например кислоты.

Примером изменения цвета может служить такой привычный многим продукт, как чай, и лимонная кислота. Когда в чай бросают лимон, то чай постепенно начинает заметно светлеть. Это происходит из-за того, что в лимоне содержится лимонная кислота.

Существуют и другие примеры. Лакмус, который в нейтральной среде имеет сиреневый цвет, при добавлении соляной кислоты становится красным.

При взаимодействии кислот с металлами, находящимися в ряду напряженности до водорода, выделяются пузырьки газа — H. Однако если в пробирку с кислотой поместить металл, который находится в ряду напряженности после H, то никакой реакции не произойдет, выделения газа не будет. Так, медь, серебро, ртуть, платина и золото с кислотами реагировать не будут.

В данной статье мы рассмотрели самые известные химические кислоты, а также их главные свойства и различия.