1 właściwości podstawy, na której. Fusy

Zasady (wodorotlenki)– substancje złożone, których cząsteczki zawierają jedną lub więcej grup hydroksylowych OH. Najczęściej zasady składają się z atomu metalu i grupy OH. Na przykład NaOH to wodorotlenek sodu, Ca(OH) 2 to wodorotlenek wapnia itp.

Istnieje zasada - wodorotlenek amonu, w którym grupa hydroksylowa jest przyłączona nie do metalu, ale do jonu NH 4 + (kationu amonowego). Wodorotlenek amonu powstaje w wyniku rozpuszczenia amoniaku w wodzie (reakcja dodania wody do amoniaku):

NH3 + H2O = NH4OH (wodorotlenek amonu).

Wartościowość grupy hydroksylowej wynosi 1. Liczba grup hydroksylowych w cząsteczce podstawowej zależy od wartościowości metalu i jest jej równa. Na przykład NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 itd.

Wszystkie powody - ciała stałe o różnych kolorach. Niektóre zasady są dobrze rozpuszczalne w wodzie (NaOH, KOH itp.). Jednak większość z nich nie rozpuszcza się w wodzie.

Zasady rozpuszczalne w wodzie nazywane są zasadami. Roztwory alkaliczne są „mydlane”, śliskie w dotyku i dość żrące. Do zasad zaliczają się wodorotlenki metali alkalicznych i ziem alkalicznych (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 itp.). Reszta jest nierozpuszczalna.

Nierozpuszczalne zasady- są to wodorotlenki amfoteryczne, które w interakcji z kwasami działają jak zasady i zachowują się jak kwasy z zasadami.

Różne zasady mają różną zdolność do usuwania grup hydroksylowych, dlatego dzielimy je na zasady mocne i słabe.

Mocne zasady w roztworach wodnych łatwo oddają swoje grupy hydroksylowe, ale słabe zasady nie.

Właściwości chemiczne zasad

Właściwości chemiczne zasad charakteryzują się ich związkiem z kwasami, bezwodnikami kwasowymi i solami.

1. Działaj na wskaźnikach. Wskaźniki zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi substancjami chemicznymi. W roztworach obojętnych mają jeden kolor, w roztworach kwasowych inny kolor. Podczas interakcji z zasadami zmieniają kolor: pomarańczowy metylowy wskaźnik zmienia kolor na żółty, wskaźnik lakmusowy zmienia kolor na niebieski, a fenoloftaleina staje się fuksją.

2. Oddziałuj z tlenkami kwasowymi z powstawanie soli i wody:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reaguj z kwasami, tworząc sól i wodę. Reakcję zasady z kwasem nazywa się reakcją zobojętniania, ponieważ po jej zakończeniu środowisko staje się obojętne:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reaguje z solami tworząc nową sól i zasadę:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Po podgrzaniu mogą rozkładać się na wodę i główny tlenek:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Nadal masz pytania? Chcesz dowiedzieć się więcej o podkładach?
Aby uzyskać pomoc od nauczyciela -.
Pierwsza lekcja jest darmowa!

blog.site, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do oryginalnego źródła.

Zasady to złożone związki, które obejmują dwa główne elementy strukturalne:

1. Grupa hydroksylowa (jedna lub więcej). Stąd, nawiasem mówiąc, druga nazwa tych substancji to „wodorotlenki”.
2. Atom metalu lub jon amonowy (NH4+).

Nazwa bazy wzięła się z połączenia nazw obu jej składników: np. wodorotlenku wapnia, wodorotlenku miedzi, wodorotlenku srebra itp.

Jedyny wyjątek od ogólnej zasady tworzenia zasad należy wziąć pod uwagę, gdy grupa hydroksylowa jest przyłączona nie do metalu, ale do kationu amonowego (NH4+). Substancja ta powstaje, gdy amoniak rozpuszcza się w wodzie.

Jeśli mówimy o właściwościach zasad, należy od razu zauważyć, że wartościowość grupy hydroksylowej jest równa jeden, w związku z czym liczba tych grup w cząsteczce będzie bezpośrednio zależeć od wartościowości reagujących metali. Przykładami w tym przypadku są wzory substancji takich jak NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.

Właściwości chemiczne zasad przejawiają się w ich reakcjach z kwasami, solami i innymi zasadami, a także w ich działaniu na wskaźniki. W szczególności zasady można oznaczyć, wystawiając ich roztwór na działanie określonego wskaźnika. W tym przypadku zauważalnie zmieni kolor: na przykład zmieni kolor z białego na niebieski, a fenoloftaleina zmieni kolor na szkarłatny.

Właściwości chemiczne zasad, przejawiające się w ich oddziaływaniu z kwasami, prowadzą do słynnych reakcji zobojętniania. Istotą tej reakcji jest to, że atomy metalu łącząc się z resztą kwasową tworzą sól, a grupa hydroksylowa i jon wodorowy po połączeniu przekształcają się w wodę. Reakcję tę nazywa się reakcją zobojętniania, ponieważ po niej nie ma już zasady ani kwasu.

Charakterystyczne właściwości chemiczne zasad przejawiają się także w ich reakcji z solami. Warto zauważyć, że tylko zasady reagują z rozpuszczalnymi solami. Cechy strukturalne tych substancji prowadzą do powstania w wyniku reakcji nowej soli i nowej, najczęściej nierozpuszczalnej zasady.

Wreszcie właściwości chemiczne zasad doskonale ujawniają się podczas ekspozycji termicznej na nie - ogrzewania. Tutaj, przeprowadzając pewne eksperymenty, warto pamiętać, że prawie wszystkie zasady, z wyjątkiem zasad, zachowują się wyjątkowo niestabilnie po podgrzaniu. Zdecydowana większość z nich rozkłada się niemal natychmiast na odpowiedni tlenek i wodę. A jeśli weźmiemy zasady metali, takich jak srebro i rtęć, to w normalnych warunkach nie można ich uzyskać, ponieważ zaczynają się rozkładać już w temperaturze pokojowej.

Zasady, wodorotlenki amfoteryczne

Zasady to złożone substancje składające się z atomów metalu i jednej lub więcej grup hydroksylowych (-OH). Ogólny wzór to Me +y (OH) y, gdzie y jest liczbą grup hydroksylowych równą stopniowi utlenienia metalu Me. Tabela przedstawia klasyfikację zasad.

Właściwości zasad, wodorotlenków metali alkalicznych i ziem alkalicznych

1. Wodne roztwory zasad są mydlane w dotyku i zmieniają kolor wskaźników: lakmus - niebieski, fenoloftaleina - karmazynowy.

2. Roztwory wodne dysocjują:

3. Oddziałuj z kwasami, wchodząc w reakcję wymiany:

Zasady polikwasowe mogą dawać średnie i zasadowe sole:

4. Reaguj z tlenkami kwasowymi, tworząc sole średnie i kwaśne w zależności od zasadowości kwasu odpowiadającego temu tlenkowi:

5. Oddziałuj z amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami:

a) fuzja:

b) w roztworach:

6. Wejdź w interakcję z solami rozpuszczalnymi w wodzie, jeśli tworzy się osad lub gaz:

Nierozpuszczalne zasady (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 itp.) oddziałują z kwasami i rozkładają się po podgrzaniu:

Wodorotlenki amfoteryczne

Związki amfoteryczne to związki, które w zależności od warunków mogą być zarówno donorami kationów wodorowych i wykazywać właściwości kwasowe, jak i ich akceptory, czyli wykazywać właściwości zasadowe.

Właściwości chemiczne związków amfoterycznych

1. Oddziałując z mocnymi kwasami wykazują podstawowe właściwości:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Oddziałując z alkaliami - mocnymi zasadami, wykazują właściwości kwasowe:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( sól złożona)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( sól złożona)

Związki złożone to takie, w których co najmniej jedno wiązanie kowalencyjne jest utworzone przez mechanizm donor-akceptor.

Ogólna metoda wytwarzania zasad opiera się na reakcjach wymiany, za pomocą których można otrzymać zarówno zasady nierozpuszczalne, jak i rozpuszczalne.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓

Gdy tą metodą otrzymuje się rozpuszczalne zasady, wytrąca się nierozpuszczalna sól.

Przygotowując zasady nierozpuszczalne w wodzie o właściwościach amfoterycznych należy unikać nadmiaru alkaliów, gdyż może nastąpić rozpuszczenie zasady amfoterycznej, np.:

AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl

W takich przypadkach wodorotlenek amonu służy do otrzymywania wodorotlenków, w których wodorotlenki amfoteryczne nie rozpuszczają się:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Wodorotlenki srebra i rtęci rozkładają się tak łatwo, że przy próbie ich otrzymania w reakcji wymiany zamiast wodorotlenków wytrącają się tlenki:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3

W przemyśle zasady otrzymuje się zwykle przez elektrolizę wodnych roztworów chlorków.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Alkalia można również otrzymać w wyniku reakcji metali alkalicznych i ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą.

2Li + 2H 2O = 2LiOH + H2

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

Kwasy

Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki składają się z atomów wodoru, które można zastąpić atomami metali i resztami kwasowymi. W normalnych warunkach kwasy mogą być stałe (fosforowy H 3 PO 4; krzem H 2 SiO 3) i płynne (w czystej postaci kwas siarkowy H 2 SO 4 będzie cieczą).

Gazy takie jak chlorowodór HCl, bromowodór HBr, siarkowodór H2S tworzą odpowiednie kwasy w roztworach wodnych. Liczba jonów wodorowych utworzonych przez każdą cząsteczkę kwasu podczas dysocjacji określa ładunek reszty kwasowej (anion) i zasadowość kwasu.

Według protolityczna teoria kwasów i zasad, zaproponowane jednocześnie przez duńskiego chemika Brønsteda i angielskiego chemika Lowry'ego kwas jest substancją oddzielenie się z tą reakcją protony, A podstawa- substancja, która może przyjąć protony.

kwas → zasada + H +

Na podstawie takich pomysłów jest to jasne podstawowe właściwości amoniaku, który dzięki obecności wolnej pary elektronów przy atomie azotu skutecznie przyjmuje proton podczas oddziaływania z kwasami, tworząc jon amonowy poprzez wiązanie donor-akceptor.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

zasada kwasowa zasada kwasowa

Bardziej ogólna definicja kwasów i zasad zaproponowany przez amerykańskiego chemika G. Lewisa. Zasugerował, że oddziaływania kwasowo-zasadowe są całkowicie niekoniecznie występują przy przenoszeniu protonów. W oznaczaniu Lewisa kwasów i zasad główną rolę w reakcjach chemicznych odgrywają pary elektronów

Nazywa się kationy, aniony lub cząsteczki obojętne, które mogą przyjąć jedną lub więcej par elektronów Kwasy Lewisa.

Na przykład fluorek glinu AlF 3 jest kwasem, ponieważ jest w stanie przyjąć parę elektronów podczas interakcji z amoniakiem.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationy, aniony lub cząsteczki obojętne zdolne do przekazywania par elektronów nazywane są zasadami Lewisa (amoniak jest zasadą).

Definicja Lewisa obejmuje wszystkie procesy kwasowo-zasadowe, które były uwzględniane w zaproponowanych wcześniej teoriach. W tabeli porównano aktualnie stosowane definicje kwasów i zasad.

Nazewnictwo kwasów

Ponieważ istnieją różne definicje kwasów, ich klasyfikacja i nazewnictwo są raczej arbitralne.

Według liczby atomów wodoru, które można wyeliminować w roztworze wodnym, kwasy dzielimy na jednozasadowy(np. HF, HNO2), dwuzasadowy(H 2 CO 3, H 2 SO 4) i trójzasadowy(H3PO4).

Według składu kwasu dzieli się je na beztlenowy(HCl, H2S) i zawierający tlen(HClO4, HNO3).

Zazwyczaj nazwy kwasów zawierających tlen pochodzą od nazwy niemetalu z dodatkiem końcówki -kai, -vaya, jeśli stopień utlenienia niemetalu jest równy liczbie grupowej. Wraz ze spadkiem stopnia utlenienia zmieniają się przyrostki (w kolejności malejącego stopnia utlenienia metalu): -nieprzezroczysty, zardzewiały, -jajowaty:

Jeśli weźmiemy pod uwagę polaryzację wiązania wodorowo-niemetalowego w danym okresie, możemy łatwo powiązać polaryzację tego wiązania z pozycją pierwiastka w układzie okresowym. Z atomów metali, które łatwo tracą elektrony walencyjne, atomy wodoru przyjmują te elektrony, tworząc stabilną dwuelektronową powłokę, podobną do powłoki atomu helu, i dają jonowe wodorki metali.

W związkach wodorowych pierwiastków z grup III-IV układu okresowego bor, glin, węgiel i krzem tworzą kowalencyjne, słabo polarne wiązania z atomami wodoru, które nie są podatne na dysocjację. Dla pierwiastków z grup V-VII układu okresowego, w ciągu okresu polarność wiązania niemetal-wodór rośnie wraz z ładunkiem atomu, ale rozkład ładunków w powstałym dipolu jest inny niż w związkach wodorowych pierwiastków, które mają tendencję do oddawania elektronów. Atomy niemetali, które do uzupełnienia powłoki elektronowej wymagają kilku elektronów, przyciągają (polaryzują) parę wiążących elektronów tym silniej, im większy jest ładunek jądrowy. Dlatego w szeregach CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF lub SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl wiązania z atomami wodoru, pozostając kowalencyjnymi, stają się bardziej polarne, a atom wodoru w dipol wiązania pierwiastek-wodór staje się bardziej elektrododatni. Jeśli cząsteczki polarne znajdą się w polarnym rozpuszczalniku, może nastąpić proces dysocjacji elektrolitycznej.

Omówmy zachowanie kwasów zawierających tlen w roztworach wodnych. Kwasy te mają wiązanie H-O-E i, naturalnie, na polarność wiązania H-O wpływa wiązanie O-E. Dlatego kwasy te z reguły dysocjują łatwiej niż woda.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NIE 3

Spójrzmy na kilka przykładów właściwości kwasów zawierających tlen, utworzone przez pierwiastki, które mogą wykazywać różne stopnie utlenienia. Wiadomo, że kwas podchlorawy HClO bardzo słaby również kwas chlorawy HClO2 słaby, ale silniejszy niż kwas podchlorawy, kwas podchlorawy HClO 3 mocny. Jednym z nich jest kwas nadchlorowy HClO 4 najsilniejszy kwasy nieorganiczne.

W przypadku dysocjacji kwasowej (z eliminacją jonu H) konieczne jest rozerwanie wiązania O-H. Jak wytłumaczyć spadek siły tego wiązania w szeregu HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? W tej serii wzrasta liczba atomów tlenu związanych z centralnym atomem chloru. Za każdym razem, gdy tworzy się nowe wiązanie tlen-chlor, gęstość elektronów jest pobierana z atomu chloru, a zatem z pojedynczego wiązania O-Cl. W rezultacie gęstość elektronowa częściowo opuszcza wiązanie O-H, które w rezultacie ulega osłabieniu.

Ten wzór - wzmocnienie właściwości kwasowych wraz ze wzrostem stopnia utlenienia atomu centralnego - charakterystyczny nie tylko dla chloru, ale także innych pierwiastków. Na przykład kwas azotowy HNO 3, w którym stopień utlenienia azotu wynosi +5, jest silniejszy niż kwas azotawy HNO 2 (stopień utlenienia azotu wynosi +3); kwas siarkowy H 2 SO 4 (S +6) jest silniejszy niż kwas siarkawy H 2 SO 3 (S +4).

Otrzymywanie kwasów

1. Można otrzymać kwasy beztlenowe przez bezpośrednie połączenie niemetali z wodorem.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Można otrzymać niektóre kwasy zawierające tlen oddziaływanie tlenków kwasowych z wodą.

3. Można otrzymać zarówno kwasy beztlenowe, jak i zawierające tlen poprzez reakcje metaboliczne pomiędzy solami i innymi kwasami.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (stęż.) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Niektóre kwasy można otrzymać za pomocą reakcje redoks.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2

Kwaśny smak, wpływ na wskaźniki, przewodność elektryczną, oddziaływanie z metalami, zasadowymi i amfoterycznymi tlenkami, zasadami i solami, tworzenie estrów z alkoholami - te właściwości są wspólne dla kwasów nieorganicznych i organicznych.

można podzielić na dwa rodzaje reakcji:

1) są pospolite Dla kwasy reakcje są związane z tworzeniem jonu hydroniowego H 3 O + w roztworach wodnych;

2) konkretny(tj. charakterystyczne) reakcje określone kwasy.

Jon wodoru może przedostać się do środka redoks reakcja, redukcja do wodoru, a także w reakcji złożonej z cząstkami naładowanymi ujemnie lub obojętnie, posiadającymi wolne pary elektronów, tj. reakcje kwasowo-zasadowe.

Ogólne właściwości kwasów obejmują reakcje kwasów z metalami w szeregu napięciowym aż do wodoru, na przykład:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Reakcje kwasowo-zasadowe obejmują reakcje z zasadowymi tlenkami i zasadami, a także z solami pośrednimi, zasadowymi, a czasami kwaśnymi.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Należy pamiętać, że kwasy wielozasadowe dysocjują etapowo, a na każdym kolejnym etapie dysocjacja jest trudniejsza, dlatego przy nadmiarze kwasu tworzą się najczęściej sole kwaśne, a nie przeciętne.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2HPO 4 + H 2 S

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

KOH + H2S = KHS + H2O

Na pierwszy rzut oka powstawanie soli kwasowych może wydawać się zaskakujące jednozasadowy kwas fluorowodorowy. Można jednak ten fakt wytłumaczyć. W przeciwieństwie do wszystkich innych kwasów fluorowodorowych, kwas fluorowodorowy w roztworach jest częściowo polimeryzowany (w wyniku tworzenia wiązań wodorowych) i mogą w nim występować różne cząstki (HF) X, a mianowicie H 2 F 2, H 3 F 3 itp.

Szczególny przypadek równowagi kwasowo-zasadowej - reakcje kwasów i zasad ze wskaźnikami zmieniającymi kolor w zależności od kwasowości roztworu. Wskaźniki wykorzystywane są w analizie jakościowej do wykrywania kwasów i zasad w rozwiązaniach.

Najczęściej stosowanymi wskaźnikami są lakmus(W neutralnyśrodowisko fioletowy, V kwaśny - czerwony, V alkaliczny - niebieski), oranż metylowy(W kwaśnyśrodowisko czerwony, V neutralny - Pomarańczowy, V alkaliczny - żółty), fenoloftaleina(W wysoce zasadowyśrodowisko malinowa czerwień, V neutralny i kwaśny - bezbarwny).

Specyficzne właściwości różne kwasy mogą być dwojakiego rodzaju: po pierwsze, reakcje prowadzące do powstania sole nierozpuszczalne, i po drugie, przemiany redoks. Jeśli reakcje związane z obecnością jonu H + są wspólne dla wszystkich kwasów (reakcje jakościowe do wykrywania kwasów), jako reakcje jakościowe dla poszczególnych kwasów stosuje się reakcje specyficzne:

Ag + + Cl - = AgCl (biały osad)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (biały osad)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (żółty osad)

Niektóre specyficzne reakcje kwasów wynikają z ich właściwości redoks.

Kwasy beztlenowe w roztworze wodnym można jedynie utlenić.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Kwasy zawierające tlen można utlenić tylko wtedy, gdy centralny w nich atom znajduje się na niższym lub pośrednim stopniu utlenienia, jak na przykład w kwasie siarkawym:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

Wiele kwasów zawierających tlen, w których centralny atom ma maksymalny stopień utlenienia (S +6, N +5, Cr +6), wykazuje właściwości silnych utleniaczy. Stężony H 2 SO 4 jest silnym utleniaczem.

Cu + 2H 2 SO 4 (stęż.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 (stęż.) = CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O

Należy pamiętać, że:

• Roztwory kwasów reagują z metalami znajdującymi się na lewo od wodoru w szeregu napięcia elektrochemicznego, pod warunkiem spełnienia szeregu warunków, z których najważniejszym jest utworzenie w wyniku reakcji rozpuszczalnej soli. Oddziaływanie HNO 3 i H 2 SO 4 (stęż.) z metalami przebiega inaczej.

Stężony kwas siarkowy na zimno pasywuje aluminium, żelazo i chrom.

• W wodzie kwasy dysocjują na kationy wodoru i aniony reszt kwasowych, na przykład:

• Kwasy nieorganiczne i organiczne reagują z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi, pod warunkiem powstania rozpuszczalnej soli:

• Oba kwasy reagują z zasadami. Kwasy wielozasadowe mogą tworzyć zarówno sole pośrednie, jak i kwaśne (są to reakcje zobojętniania):

• Reakcja między kwasami i solami zachodzi tylko wtedy, gdy tworzy się osad lub gaz:

Oddziaływanie H 3 PO 4 z wapieniem ustanie z powodu utworzenia ostatniego nierozpuszczalnego osadu Ca 3 (PO 4) 2 na powierzchni.

Specyfika właściwości azotowego HNO 3 i stężonego kwasu siarkowego H 2 SO 4 (stężonego) wynika z faktu, że gdy wchodzą w interakcję z prostymi substancjami (metalami i niemetalami), utleniaczami nie będą kationy H + , ale jony azotanowe i siarczanowe. Logiczne jest oczekiwanie, że w wyniku takich reakcji nie powstaje wodór H2, ale powstają inne substancje: koniecznie sól i woda, a także jeden z produktów redukcji jonów azotanowych lub siarczanowych, w zależności od stężenia kwasów, położenie metalu w szeregu napięć i warunki reakcji (temperatura, stopień zmielenia metalu itp.).

Te cechy chemicznego zachowania HNO 3 i H 2 SO 4 (stęż.) wyraźnie ilustrują tezę teorii budowy chemicznej o wzajemnym wpływie atomów w cząsteczkach substancji.

Pojęcia zmienności i stabilności (stabilności) są często mylone. Kwasy lotne to kwasy, których cząsteczki łatwo przechodzą w stan gazowy, czyli odparowują. Na przykład kwas solny jest kwasem lotnym, ale stabilnym. Nie da się ocenić lotności niestabilnych kwasów. Na przykład nielotny, nierozpuszczalny kwas krzemowy rozkłada się na wodę i SiO2. Wodne roztwory kwasu solnego, azotowego, siarkowego, fosforowego i wielu innych są bezbarwne. Wodny roztwór kwasu chromowego H2CrO4 ma kolor żółty, a kwas manganowy HMnO4 ma kolor szkarłatny.

Materiał referencyjny do przystąpienia do testu:

Tablica Mendelejewa

Tabela rozpuszczalności

Po przeczytaniu artykułu będziesz w stanie rozdzielić substancje na sole, kwasy i zasady. W artykule opisano, jakie jest pH roztworu oraz jakie ogólne właściwości mają kwasy i zasady.

Podobnie jak metale i niemetale, kwasy i zasady stanowią podział substancji oparty na podobnych właściwościach. Pierwsza teoria kwasów i zasad należała do szwedzkiego naukowca Arrheniusa. Według Arrheniusa kwas to klasa substancji, które w reakcji z wodą dysocjują (rozpadają się), tworząc kation wodorowy H +. Zasady Arrheniusa w roztworze wodnym tworzą aniony OH. Następną teorię zaproponowali w 1923 roku naukowcy Bronsted i Lowry. Teoria Brønsteda-Lowry'ego definiuje kwasy jako substancje zdolne do oddania protonu w reakcji (w reakcjach kation wodorowy nazywany jest protonem). Odpowiednio zasady są substancjami, które mogą przyjąć proton w reakcji. Obecnie obowiązującą teorią jest teoria Lewisa. Teoria Lewisa definiuje kwasy jako cząsteczki lub jony zdolne do przyjmowania par elektronów, tworząc w ten sposób addukty Lewisa (addukt to związek powstały w wyniku połączenia dwóch reagentów bez tworzenia produktów ubocznych).

W chemii nieorganicznej z reguły kwas oznacza kwas Bronsteda-Lowry'ego, czyli substancje zdolne do oddania protonu. Jeśli mają na myśli definicję kwasu Lewisa, to w tekście taki kwas nazywany jest kwasem Lewisa. Zasady te dotyczą kwasów i zasad.

Dysocjacja

Dysocjacja to proces rozkładu substancji na jony w roztworach lub stopach. Na przykład dysocjacja kwasu chlorowodorowego polega na rozkładzie HCl na H + i Cl -.

Właściwości kwasów i zasad

Zasady mają tendencję do mydlanego dotyku, podczas gdy kwasy mają zazwyczaj kwaśny smak.

Kiedy zasada reaguje z wieloma kationami, tworzy się osad. Kiedy kwas reaguje z anionami, zwykle uwalnia się gaz.

Powszechnie stosowane kwasy:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3

Najczęściej stosowane bazy:
OH - , H 2 O , CH 3 CO 2 - , HSO 4 - , SO 4 2 - , Cl -

Mocne i słabe kwasy i zasady

Silne kwasy

Takie kwasy, które całkowicie dysocjują w wodzie, tworząc kationy wodoru H + i aniony. Przykładem mocnego kwasu jest kwas solny HCl:

HCl (roztwór) + H 2 O (l) → H 3 O + (roztwór) + Cl - (roztwór)

Przykłady mocnych kwasów: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Lista mocnych kwasów

• HCl - kwas solny
• HBr - bromowodór
• HI - jodowodór
• HNO 3 - kwas azotowy
• HClO 4 - kwas nadchlorowy
• H 2 SO 4 - kwas siarkowy

Słabe kwasy

Tylko częściowo rozpuszczony w wodzie, na przykład HF:

HF (roztwór) + H2O (l) → H3O + (roztwór) + F - (roztwór) - w takiej reakcji ponad 90% kwasu nie dysocjuje:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Mocne i słabe kwasy można rozróżnić mierząc przewodność roztworów: przewodność zależy od liczby jonów, im silniejszy kwas, tym bardziej jest zdysocjowany, zatem im silniejszy kwas, tym wyższa przewodność.

Lista słabych kwasów

• Fluorowodór HF
• H3PO4 fosforowy
• H 2 SO 3 siarkowy
• H2S siarkowodór
• Węgiel H2CO3
• H2SiO3 krzem

Mocne podstawy

Mocne zasady całkowicie dysocjują w wodzie:

NaOH (roztwór) + H 2 O ↔ NH 4

Do mocnych zasad zaliczają się wodorotlenki metali pierwszej (alkaliczne, metale alkaliczne) i drugiej grupy (alkalinotherreny, metale ziem alkalicznych).

Lista mocnych zasad

• NaOH wodorotlenek sodu (soda kaustyczna)
• KOH wodorotlenek potasu (potaż żrący)
• Wodorotlenek litu LiOH
• Ba(OH)2 wodorotlenek baru
• Ca(OH) 2 wodorotlenek wapnia (wapno gaszone)

Słabe fundamenty

W odwracalnej reakcji w obecności wody tworzy jony OH -:

NH 3 (roztwór) + H 2 O ↔ NH + 4 (roztwór) + OH - (roztwór)

Większość słabych zasad to aniony:

F - (roztwór) + H 2 O ↔ HF (roztwór) + OH - (roztwór)

Lista słabych zasad

• Wodorotlenek magnezu Mg(OH)2
• Wodorotlenek Fe(OH)2 żelaza(II).
• Zn(OH)2 wodorotlenek cynku
• Wodorotlenek amonu NH4OH
• Wodorotlenek Fe(OH)3 żelaza(III).

Reakcje kwasów i zasad

Mocny kwas i mocna zasada

Reakcję tę nazywa się neutralizacją: gdy ilość odczynników jest wystarczająca do całkowitego oddzielenia kwasu i zasady, powstały roztwór będzie obojętny.

Przykład:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Słaba zasada i słaby kwas

Ogólny typ reakcji:
Słaba zasada (roztwór) + H 2 O ↔ Słaby kwas (roztwór) + OH - (roztwór)

Mocna zasada i słaby kwas

Zasada dysocjuje całkowicie, kwas dysocjuje częściowo, powstały roztwór ma słabe właściwości zasady:

HX (roztwór) + OH - (roztwór) ↔ H 2 O + X - (roztwór)

Mocny kwas i słaba zasada

Kwas dysocjuje całkowicie, zasada nie dysocjuje całkowicie:

Dysocjacja wody

Dysocjacja to rozkład substancji na cząsteczki składowe. Właściwości kwasu lub zasady zależą od równowagi występującej w wodzie:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (roztwór) + OH - (roztwór)
Kc = / 2
Stała równowagi wody w t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, zachodzi także równość: = 10 -14, która nazywana jest stałą dysocjacji wody. Dla czystej wody = = 10 -7, stąd -lg = 7,0.

Wartość ta (-lg) nazywana jest pH – potencjałem wodoru. Jeśli pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, wówczas substancja ma podstawowe właściwości.

Metody oznaczania pH

Metoda instrumentalna

Specjalne urządzenie, pehametr, to urządzenie, które przekształca stężenie protonów w roztworze na sygnał elektryczny.

Wskaźniki

Substancja zmieniająca kolor w określonym zakresie pH w zależności od kwasowości roztworu; stosując kilka wskaźników można uzyskać dość dokładny wynik.

Sól

Sól to związek jonowy utworzony przez kation inny niż H+ i anion inny niż O2-. W słabym roztworze wodnym sole całkowicie dysocjują.

Aby określić właściwości kwasowo-zasadowe roztworu soli, należy określić, jakie jony występują w roztworze i wziąć pod uwagę ich właściwości: jony obojętne powstałe z mocnych kwasów i zasad nie wpływają na pH: nie uwalniają w wodzie ani jonów H +, ani OH -. Na przykład Cl -, NO - 3, SO 2-4, Li +, Na +, K +.

Aniony powstałe ze słabych kwasów wykazują właściwości zasadowe (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3), kationy o właściwościach zasadowych nie istnieją.

Wszystkie kationy z wyjątkiem metali z pierwszej i drugiej grupy mają właściwości kwasowe.

Roztwór buforowy

Roztwory utrzymujące pH po dodaniu niewielkiej ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady składają się głównie z:

• Mieszanina słabego kwasu, odpowiadającej mu soli i słabej zasady
• Słaba zasada, odpowiednia sól i mocny kwas

Aby przygotować roztwór buforowy o określonej kwasowości, należy zmieszać słaby kwas lub zasadę z odpowiednią solą, biorąc pod uwagę:

• Zakres pH, w którym roztwór buforowy będzie skuteczny
• Pojemność roztworu - ilość mocnego kwasu lub mocnej zasady, którą można dodać bez wpływu na pH roztworu
• Nie powinny wystąpić żadne niepożądane reakcje, które mogłyby zmienić skład roztworu

Test:

O ogólnych właściwościach zasad decyduje obecność w ich roztworach jonu OH -, który tworzy w roztworze środowisko zasadowe (fenoloftaleina zmienia kolor na szkarłatny, oranż metylowy zmienia kolor na żółty, lakmus zmienia kolor na niebieski).

1. Właściwości chemiczne zasad:

1) interakcja z tlenkami kwasowymi:

2KOH+CO2-K2CO3+H2O;

2) reakcja z kwasami (reakcja neutralizacji):

2NaOH+ H2SO4®Na2SO4 +2H2O;

3) interakcja z rozpuszczalnymi solami (tylko wtedy, gdy zasada działa na rozpuszczalną sól, tworzy się osad lub uwalnia się gaz):

2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4,

Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 ¯+2NaOH, KOH(stęż.)+NH 4Cl(krystaliczny) ®NH 3 +KCl+H 2 O.

2. Właściwości chemiczne nierozpuszczalnych zasad:

1) oddziaływanie zasad z kwasami:

Fe(OH) 2 +H 2 SO 4 ®FeSO 4 +2H 2 O;

2) rozkład po podgrzaniu. Po podgrzaniu nierozpuszczalne zasady rozkładają się na zasadowy tlenek i wodę:

Cu(OH) 2 ®CuO+H 2 O

Koniec pracy -

Ten temat należy do działu:

Atomowe badania molekularne w chemii. Atom. Cząsteczka. Pierwiastek chemiczny. Mol. Proste złożone substancje. Przykłady

Atomowe nauki molekularne w chemii atom cząsteczka pierwiastek chemiczny mole proste przykłady substancji złożonych... teoretyczną podstawą współczesnej chemii jest atom molekularny... atomy to najmniejsze cząstki chemiczne, które stanowią granicę chemii.

Jeśli potrzebujesz dodatkowych materiałów na ten temat lub nie znalazłeś tego czego szukałeś, polecamy skorzystać z wyszukiwarki w naszej bazie dzieł:

Co zrobimy z otrzymanym materiałem:

Jeśli ten materiał był dla Ciebie przydatny, możesz zapisać go na swojej stronie w sieciach społecznościowych:

Ćwierkać

Wszystkie tematy w tym dziale:

Zdobycie podstaw
1. Przygotowanie zasad: 1) oddziaływanie metali alkalicznych, ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

Nazewnictwo kwasów
Nazwy kwasów pochodzą od pierwiastka, z którego kwas powstaje. Jednocześnie nazwy kwasów beztlenowych zwykle mają końcówkę -wodór: HCl - chlorowodorowy, HBr - bromowodór

Właściwości chemiczne kwasów
O ogólnych właściwościach kwasów w roztworach wodnych decyduje obecność jonów H+ powstałych podczas dysocjacji cząsteczek kwasu, zatem kwasy są donorami protonów: HxAn«xH+

Otrzymywanie kwasów
1) oddziaływanie tlenków kwasowych z wodą: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Właściwości chemiczne soli kwasów
1) sole kwasów zawierają atomy wodoru, które mogą brać udział w reakcji zobojętniania, dzięki czemu mogą reagować z zasadami, zamieniając się w sole średnie lub inne kwasy - w mniejszej liczbie

Otrzymywanie soli kwasowych
Sól kwasu można otrzymać: 1) w reakcji niecałkowitego zobojętnienia kwasu wielozasadowego zasadą: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Podstawowe sole.
Zasadowe (sole hydroksylowe) to sole powstałe w wyniku niepełnego zastąpienia jonów wodorotlenkowych zasady anionami kwasowymi. Zasady jednokwasowe, np. NaOH, KOH,

Właściwości chemiczne soli zasadowych
1) sole zasadowe zawierają grupy hydroksylowe, które mogą brać udział w reakcji zobojętniania, dzięki czemu mogą reagować z kwasami, zamieniając się w sole pośrednie lub sole zasadowe z mniejszą ilością

Przygotowanie soli zasadowych
Główną sól można otrzymać: 1) w reakcji niepełnego zobojętnienia zasady kwasem: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Sole średnie.
Sole średnie są produktami całkowitego zastąpienia jonów H+ kwasu jonami metali; można je również uważać za produkty całkowitego zastąpienia jonów OH anionu zasadowego

Nazewnictwo soli średnich
W nomenklaturze rosyjskiej (stosowanej w praktyce technologicznej) obowiązuje następujący porządek nazewnictwa soli średnich: słowo to dodaje się do rdzenia nazwy kwasu zawierającego tlen

Właściwości chemiczne soli średnich
1) Prawie wszystkie sole są związkami jonowymi, dlatego w stopie i w roztworze wodnym dysocjują na jony (podczas przepływu prądu przez roztwory lub stopione sole zachodzi proces elektrolizy).

Przygotowanie soli średnich
Większość metod otrzymywania soli opiera się na oddziaływaniu substancji o przeciwnym charakterze - metali z niemetalami, tlenków kwasowych z zasadowymi, zasad z kwasami (patrz tabela 2).

Struktura atomu.
Atom jest elektrycznie obojętną cząstką składającą się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanych elektronów. Liczba atomowa pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków jest równa ładunkowi jądra

Skład jąder atomowych
Jądro składa się z protonów i neutronów. Liczba protonów jest równa liczbie atomowej pierwiastka. Liczba neutronów w jądrze jest równa różnicy między liczbą masową izotopu i

Elektron
Elektrony krążą wokół jądra po określonych orbitach stacjonarnych. Poruszając się po swojej orbicie elektron nie emituje ani nie absorbuje energii elektromagnetycznej. Następuje emisja lub absorpcja energii

Zasada wypełniania poziomów elektronicznych i podpoziomów elementów
Liczbę elektronów, które mogą znajdować się na jednym poziomie energii, określa wzór 2n2, gdzie n jest numerem poziomu. Maksymalne wypełnienie pierwszych czterech poziomów energii: dla pierwszego

Energia jonizacji, powinowactwo elektronowe, elektroujemność.
Energia jonizacji atomu. Energia potrzebna do usunięcia elektronu z niewzbudzonego atomu nazywana jest pierwszą energią jonizacji (potencjałem) I: E + I = E+ + e- Energia jonizacji

Wiązanie kowalencyjne
W większości przypadków, gdy tworzy się wiązanie, elektrony związanych atomów są wspólne. Ten typ wiązania chemicznego nazywany jest wiązaniem kowalencyjnym (po łacinie przedrostek „co-”.

Połączenia sigma i pi.
Wiązania Sigma (σ)-, pi (π) - przybliżony opis rodzajów wiązań kowalencyjnych w cząsteczkach różnych związków, wiązanie σ charakteryzuje się tym, że gęstość chmury elektronów jest maksymalna

Tworzenie wiązania kowalencyjnego poprzez mechanizm donor-akceptor.
Oprócz jednorodnego mechanizmu tworzenia wiązań kowalencyjnych opisanego w poprzednim rozdziale, istnieje mechanizm heterogeniczny – oddziaływanie przeciwnie naładowanych jonów – protonu H+ i

Wiązania chemiczne i geometria molekularna. BI3, PI3
Rysunek 3.1 Dodawanie elementów dipolowych w cząsteczkach NH3 i NF3

Wiązanie polarne i niepolarne
Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku podziału elektronów (tworząc wspólne pary elektronów), co następuje podczas nakładania się chmur elektronów. W edukacji

Wiązanie jonowe
Wiązanie jonowe to wiązanie chemiczne powstające w wyniku elektrostatycznego oddziaływania przeciwnie naładowanych jonów. Zatem proces edukacji i

Stan utlenienia
Wartościowość 1. Wartościowość to zdolność atomów pierwiastków chemicznych do tworzenia określonej liczby wiązań chemicznych. 2. Wartości wartościowości wahają się od I do VII (rzadko VIII). Walens

Wiązanie wodorowe
Oprócz różnych wiązań heteropolarnych i homeopolarnych istnieje inny specjalny typ wiązań, który w ciągu ostatnich dwudziestu lat przyciągał coraz większą uwagę chemików. Jest to tak zwany wodór

Sieci krystaliczne
Zatem strukturę kryształu charakteryzuje prawidłowe (regularne) ułożenie cząstek w ściśle określonych miejscach w krysztale. Kiedy w myślach połączysz te punkty liniami, otrzymasz spacje.

Rozwiązania
Jeśli kryształy soli kuchennej, cukru lub nadmanganianu potasu (nadmanganianu potasu) umieścimy w naczyniu z wodą, możemy zaobserwować, jak stopniowo zmniejsza się ilość substancji stałej. Jednocześnie woda

Dysocjacja elektrolityczna
Roztwory wszystkich substancji można podzielić na dwie grupy: elektrolity przewodzą prąd elektryczny, nieelektrolity nie przewodzą prądu elektrycznego. Podział ten jest warunkowy, bo wszystko

Mechanizm dysocjacji.
Cząsteczki wody są dipolowe, tj. jeden koniec cząsteczki jest naładowany ujemnie, drugi jest naładowany dodatnio. Cząsteczka ma biegun ujemny zbliżający się do jonu sodu i biegun dodatni zbliżający się do jonu chloru; otoczyć i

Produkt jonowy wody
Wskaźnik wodorowy (pH) to wartość charakteryzująca aktywność lub stężenie jonów wodorowych w roztworach. Wskaźnik wodoru jest oznaczony jako pH. Indeks wodoru jest liczbowy

Reakcja chemiczna
Reakcja chemiczna to przemiana jednej substancji w drugą. Definicja taka wymaga jednak jednego istotnego uzupełnienia. W reaktorze jądrowym lub akceleratorze niektóre substancje są również przekształcane

Metody porządkowania współczynników w OVR
Metoda wagi elektronicznej 1). Piszemy równanie reakcji chemicznej KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Znalezienie atomów

Hydroliza
Hydroliza to proces wzajemnego oddziaływania wymiennego pomiędzy jonami soli i wodą, prowadzący do powstania substancji lekko zdysocjowanych i któremu towarzyszy zmiana odczynu (pH) ośrodka. Esencja

Szybkość reakcji chemicznych
Szybkość reakcji zależy od zmiany stężenia molowego jednego z reagentów: V = ± ((C2 – C1) / (t2 – t

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych
1. Charakter substancji reagujących. Charakter wiązań chemicznych i struktura cząsteczek odczynnika odgrywają ważną rolę. Reakcje przebiegają w kierunku niszczenia słabszych wiązań i tworzenia substancji

Energia aktywacji
Zderzenie cząstek chemicznych prowadzi do oddziaływania chemicznego tylko wtedy, gdy zderzające się cząstki mają energię przekraczającą określoną wartość. Rozważmy siebie nawzajem

Katalizator katalityczny
Wiele reakcji można przyspieszyć lub spowolnić poprzez wprowadzenie pewnych substancji. Dodane substancje nie biorą udziału w reakcji i nie są zużywane w jej trakcie, ale mają znaczący wpływ

Równowaga chemiczna
Reakcje chemiczne zachodzące z porównywalną szybkością w obu kierunkach nazywane są odwracalnymi. W takich reakcjach powstają równowagowe mieszaniny odczynników i produktów, których skład

Zasada Le Chateliera
Zasada Le Chateliera mówi, że aby przesunąć równowagę w prawo, należy najpierw zwiększyć ciśnienie. Rzeczywiście, wraz ze wzrostem ciśnienia, system będzie „przeciwstawiał się” wzrostowi con

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej
Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej Zwiększyć prędkość Zmniejszyć prędkość Obecność odczynników aktywnych chemicznie

Prawo Hessa
Korzystanie z wartości tabeli

Efekt termiczny
Podczas reakcji wiązania w substancjach wyjściowych ulegają rozerwaniu i tworzą się nowe wiązania w produktach reakcji. Ponieważ utworzenie wiązania następuje wraz z uwolnieniem, a jego zerwanie następuje wraz z absorpcją energii, wówczas x