Химические реакции оснований: Урок 18. химические свойства оснований — Химия — 8 класс

Содержание

Урок по химии на тему «Химические свойства оснований. Реакция нейтрализации.» (8 класс)

Урок № 45 8 класс химия 21.02.18.

Тема урока: «Химические свойства оснований. Реакция нейтрализации».

 Цель урока. Обобщить и развить знания учащихся об основаниях, их химических свойствах. Сформировать понятия о реакции нейтрализации как частном случае реакции обмена.

    Основные понятия. Реакция нейтрализации, индикаторы.

    Планируемые результаты обучения. Знать химические свойства оснований. Уметь составлять уравнения реакции нейтрализации.

   Лабораторные опыты. Взаимодействие щелочей с кислотами, нерастворимых оснований с кислотами. Разложение гидроксида меди(II) при нагревании. 

      Краткое содержание урока. Проводим фронтальный опрос. Вопросы, по которым проводится опрос, могут быть следующими.
      1. Из приведенных формул веществ выпишите только те, которыми обозначены основания.


       Ca(OH)2, CO, КOH, Na3PO4, P2O5, Fe(OH)2, Fe2O3, Cu(OH)2, LiOH, H2SO4
      2. Напишите формулу каждого из перечисленных оснований: 
      1) гидроксид железа(III)   2) гидроксид кальция
      3) гидроксид меди(II)   4) гидроксид серебра(I) 
      3. Формулы только оснований приведены в ряду
      1) К2CO3, LiOH, NaCl
      2) KNO3, HNO3, KОН
      3) KОН, Mg(OH)2, Cu(OH)2                      
      4) КCl, BaCl2, Ba(OH)2 
      4. Формулы только щелочей приведены в ряду 
      1) Fe(OH)3, NaOH, Ca(OH)2         
      2) KOH, LiOH, NaOH
      3) KOH, Mg(OH)2, Cu(OH)2
      4) Al(OH)3, Fe(OH)
2
, Ba(OH)2
      5. Из указанных соединений нерастворимым в воде основанием является 
      1) LiOH    2) Ва(ОН)2     3) Fe(OH)2      4) KOH 
      6.  Из указанных соединений щелочью является
      1) Fe(OH)2     2) LiOH      3) Mg(OH)2       4) Cu(OH)2 
      7. Металл, который, реагируя с водой, образует щелочь, — это 
      1) железо    2) медь     3) калий     4) алюминий
      8. Оксид, который при взаимодействии с водой образует щелочь, — это 
      1) оксид алюминия  2) оксид лития  3) оксид свинца(II)    4) оксид марганца(II) 
      9. При взаимодействии основного оксида с водой образуется основание
      1) Аl(ОН)3  2) Ва(ОН)2  3) Cu(ОН)2   4) Fe(OH)3 
      10. Из перечисленных уравнений химических реакций выберите уравнение реакции обмена.
      1) 2H2O = 2H2 + O2    2) HgCl2 + Fe = FeCl2 + Hg 
      3) ZnCl2 + 2KOH = Zn(OH)2 + 2KCl     4) CaO + CO2 = CaCO3
    Изучение химических свойств оснований следует проводить экспериментально. Учащиеся под руководством учителя выполняют лабораторные опыты 15, 16, 17, подробно разбирают реакцию нейтрализации, делают вывод, что реакция нейтрализации — это частный случай реакции обмена. На основании выполненного эксперимента учащиеся заполняют таблицу «Сравнение химических свойств щелочей и нерастворимых оснований». 

Химические свойства оснований,

Теперь давайте попытаемся обобщить изученные свойства:

? Внимательно смотрите на доску и сделайте вывод, какие свойства характерны ей.

О.: Для щелочей характерно, их взаимодействие с кислотами, солями и кислотными оксидами, а так же щелочи изменяют цвет индикаторов.

? Точно так же попытайтесь сделать вывод для нерастворимых оснований.

О.: Для нерастворимых оснований характерно их взаимодействие с кислотами и разложения при нагревании.

? Найдите свойства, которое характерно и для щелочей и для нерастворимых оснований.

О.: И для щелочей и для нерастворимых оснований характерно их взаимодействие с кислотами.
Вывод: Таким образом, сегодня на уроке, мы с вами изучи химические свойства оснований. И выяснили, что для щелочей (растворимых в воде оснований) характерны одни свойства, а для нерастворимых оснований – другие свойства. Далее для закрепления изученного материала и для повторения изученного целесообразно рассмотреть генетический ряд металла: металл —-  оксид металла —- основание. 

  И с учетом ответов, а так же оценю вашу работу сегодня на уроке.      


      В конце урока Домашнее задание. § 31 (с. 95—99), упр. 1, 5—9, задачи 1, 2 (с. 99).

Химические свойства оснований

Тема: Химические свойства оснований

ГОУ ЛНР « Новодарьевская школа им.В.Д.Луганского»

Учитель химии: Дейнега Виктория Анатольевна

Цель: сформировать знания о химических свойствах оснований, учить находить связь между строением и свойствами щелочей, расширить знания учеников об обнаружении оснований с помощью индикаторив. Розвиваты умение составлять уравнения реакций, создавать проекты, решать расчетные задачи по уравнениям реакций. Совершенствовать экспериментальные навыки. Повторить правила техники безопасности при работе со щелочами. Развивать логическое мышление, умение анализировать и сравнивать, навыки и умения работы в группе. Воспитывать научное мировоззрение учащихся, интерес к предмету, чувство ответственности за работу в группе, самостоятельность и настойчивость.

Тип урока: комбинированный урок усвоения знаний, умений, навыков и творческого применения их на практике.

Методы и приемы: 1. Информационно-рецептивный: рассказ, беседа,

                                                        инструктаж, работа с учебником.

                                                        2. Экспериментальный: химические опыты

                                                        3. Поисковые: эвристическая беседа, выполнение упражнений, работа в группах, взаимосвязанные вопросы.

                                                        4. Приемы интерактивного метода обучения:

«Химический тренажер», «Узнай меня», «Крестики-нолики», «Кто быстрее», «Вставь слово», «Группа — проект», метод ПРЕСС.

                                                        5. Метод проектов: составление мини-проектов в группах.

Основные понятия и термины: простое вещество, сложное вещество; основные классы неорганических соединений: кислоты, щелочи, оксиды, соли, химические реакции: соединения, разложения, замещения, обмена.

Оборудование: периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева, таблица растворимости, ряд активности металлов; презентация к уроку и ученические презентации по результатам работы над проектами; рисунки для определения эмоционального состояния учащихся; карточки для определения способа работы ученика на определенном этапе урока, карточки для повторения ПТБ при работе со щелочами и кислотами.

Реактивы и химическую посуду: растворы NaOH, KOH, Ca (OH H 2 SO 4

HCl; индикаторы, Cu (OH)

2, штатив с пробирками.

Эпиграф к уроку: не бойся, что не знаешь.

                                          Бойся, не научишься. (Китайская мудрость)

ход урока

1. Организационный момент (Рефлексия настроения и эмоционального состояния, настройки учащихся на позитивное восприятие материала).

              Вы, наверное, уже догадались, что сегодняшнее наше занятие будет несколько необычным, и чтобы эффективнее организовать нашу работу, проведем небольшое исследование вашего отношения к изучению нового материала, вашего настроения в настоящее время.

психологический тест

              Учащимся предлагается показать один из трех рисунков:

J если есть желание работать

K               равнодушие к сотрудничеству

L если желания нет

ИИ. Актуализация опорных знаний.

             

Дифференцированный подход к работе учеников — ученики с помощью карточек определяют, как они будут работать на этом этапе урока:

 

              хочу работать самостоятельно по индивидуальным

                            задачами

 

 

             

 

 

 

хочу работать вместе с учителем

 

 

 

 

индивидуальные задания

вариант 1

1. Назвать вещества, формулы которых:Al2O3, СO2, С u (ОН) 2, LiOH, ZnS, SO3 , NaN Н I, NO, .

2. Количество вещества железа (iii) сульфата образуется в результате взаимодействия железа (iii) оксида с серной кислотой массой 490 г?

вариант 2

1. Назвать вещества, формулы которых: CaO, CuO Н, Zn O, CaO, Fe (OH)

2, CO, HBr, NO2

2. Какой объем углерода (IV) оксида образуется я вследствие углерода с кислородом количеством вещества 5 моль?

 

Работа вместе с учителем.

  •                                                                 Прием «Химический тренажер» (слайд 1)

              С варианта 4 выберите формулы сидов и назовите их, укажите их тип

вариант 1

вариант 2

вариант 3

вариант 4

вариант 5

вариант 6

вариант 7

CO 2

HNO 3

AlCl 3

HCl

CaS

Cu (NO 3) 2

C

FeO

NaCl

Ba 3 (PO 4) 2

P 2 O 3

CaO

Al (OH) 3

HBr

CaCO 3

NaOH

CO

HPO 3

F 2

H 2 SiO 3

K 2 SO 3

H 2 O

N 2

H 2 CO 3

H 2 S

Ca (OH) 2

Fe 2 O 3

MgO

·   Игра «Узнай меня» (слайд 2)

1)      сложное вещество А взаимодействует с металлами, образуя основание и водород (вода)

2)      вещество В состоит из двух элементов, взаимодействует с кислотами, образуя соль и воду (основной оксид)

3)      вещество С состоит из атомов 2 — х элементов (оксид, безоксигенова кислота и ее соль)

4)      вещество Д в процессе растворения в воде меняет цвет метилоранжа на розовый (основание)

5)      сложное вещество Е при взаимодействии с водой образует соответствующую кислоту (кислотный оксид).

· Игра «Крестики-нолики»: (слайд 3)

выбрать ряд, который состоит только из оснований, назвать их

 

 

С u (OH) 2

 

CO 2

 

P 2 O 5

 

HNO 3

 

KOH

 

Na 2 O

 

H 2 SO 4

 

Al 2 O 3

 

Al (OH) 3

 

 

·   Игра «Кто быстрее». Решить задачи (два ученика у доски) (слайд 4)

1) Какой  Объем водорода можно получить, если подействовать водой на 3 моль магния? 

2) Какая масса цинка прореагирует с кислородом количеством вещества 4 моль?

3. Мотивация учебной деятельности учащихся (слайд — презентации учащихся)

              На прошлом уроке у нас осталось открытым вопрос о важности таких веществ как основания. Вы получили задание: составить проект по теме «Основания: помощники или разрушители». Проработав дополнительную литературу, поработав с интернет источниками вы должны были подготовить презентации. Прошу вас приступить к защите ваших проектов.

              Итак, основания достаточно важные для человека, чтобы эффективно их использовать нам необходимо знать их свойства.

Сегодняшний урок будет посвящен именно химическим свойствам оснований. Давайте вместе сформулируем задачи и цели урока.

После ответов учащихся учитель дополняет: вы познакомитесь с химическими свойствами оснований с помощью экспериментальних исследований. Углубите знания о типах химических реакций на примере реакции нейтрализации. Закрепите умение решать задачи по уравнениям реакций.

              Запишите в рабочих тетрадях дату и тему урока (слайд 5). Скажите, каких результатов вы ожидаете от сегодняшнего урока? Возможные ответы:

1)      Закреплю умение составлять уравнения реакций;

2)      Пойму разницу в химических свойствах щелочей и нерастворимых оснований;

3)      Наблюдать и объяснять проведены реакции, ведь на демонстрационном столе находятся реактивы;

4)      Покажу высокий уровень знаний;

5)      Получу консультацию по не понятным для меня вопросам от одноклассников;

IV. Изучение нового материала.

             

1. Выполнение лабораторных опытов ( «Группа — проект») Определяем объект и предмет исследования. Объект исследования — растворимые и нерастворимые основания, предмет исследования — химические свойства растворимых и нерастворимых оснований.

              Перед началом работы нам необходимо напомнить правила БЖД при проведении опытов.

              Правила техники безопасности во время выполнения Лабораторных опытов.

1. со стеклянной посудой  осторожно! Проверяйте ее целостность.

2.Чтобы налить вещество из стакана, наклоните стакан так, чтобы ее шейка касалась шейки пробирки.

3.Снимайте последнюю каплю с края шейки стакана, вращая стакан вокруг оси. Склянку  после выливания из нее жидкости сразу плотно закройте пробкой.

4. Не следует во время наливания жидкости из стакана наклоняться над ней, потому что незаметные брызги могут попасть в глаза.

5. Нельзя менять местами пробки от сосудов с реактивами. Сосуд с веществом необходимо держать этикеткой к ладони.

6 .Будьте осторожными при работе с кислотами и щелочами!

7 .Если раствор кислоты или щелочи попал на кожу, одежду или глаза, надо сразу смыть едкое вещество под сильной струей воды. В обработать слабым раствором борной кислоты (щелочь) или соды (кислота).

ученики обязаны:

1. Перед выполнением опыта полностью прочитать их до выполнения работы, проверить, есть ли все необходимое, продумать последовательность действий. только после этого начать работу.

2. Все вещи на столе должны находиться в определенном порядке: в центре — приборы для выполнения опытов, справа инструкция, тетрадь.

3. Сохраняй  рабочее место в чистоте.

·   «Вставь слово» (слайд 6)

Растворы щелочей разъедают …. (ткань) …. (кожу), вызывают …. (ожоги). Обращаться с ними нужно …… (осторожно), не брать …… (руками). Если раствор щелочи попал на кожу, необходимо сразу же …… .. (смыть) большим количеством … .. (воды). Когда луг разлито, необходимо …… (нейтрализовать) его … .. (уксусом). Если луг попал в глаза, немедленно …… (промойте) раствором …… (борной кислоты).

              Формулировка гипотезы: щелочи и нерастворимые основания имеют общие и отличительные свойства. Ученики работают в группах по одинаковым задачам, но каждая группа получает различные щелочи (первая — натрий гидроксид, вторая калий гидроксид и третья — кальций гидроксид и различные кислоты — хлорную, серную и нитратную). Вы внимательно наблюдать за реакциями и за результат ами проведенных опытов создать мини — проекты в группах.

Лабораторные  опыт .

              1. В пробирку налить 1-2 мл раствора натрий (калий, кальций) гидроксида, долить 1-2 капли фенолфталеина. Что наблюдаете? Что это свидетельствует? Добавить к содержанию пробирки каплями хлорную (сульфатную, нитратную) кислоту до полной нейтрализации раствора. Что наблюдаете? Какие вещества образовались?

              2. В меди (II) гидроксида долить 0,5 мл соляной (серной, азотной) кислоты. Встряхнуть пробирку. Что  наблюдаете? Какого цвета получили растворы? Какие новые вещества образовались?

              3. ВИДЕО ОПЫТ  На дно пробирки с помощью шпателя насыпать меди (II) гидроксида и закрепить пробирку в пробиркотримачи. Нагреть. Какие изменения происходят с веществом? Что наблюдаете на стенках пробирки? Какого  цвета образуется новое твердое вещество?              

              Результаты оформить в виде таблицы

№ опыта

Тема опыта

наблюдение

уравнение реакции

выводы

1

Взаимодействие растворов щелочей с кислотами

Фенолфталеин становится малиновым в растворе щелочи. После добавления кислоты малиновую окраску исчезает, что свидетельствует об отсутствии щелочной среды после реакции

 

Щелочи реагируют с кислотами, в результате чего образуется соль и вода. Это реакция нейтрализации — частный случай реакции обмена

2

Взаимодействие нерастворимых оснований с кислотами

Голубой (бурый) осадок растворяется в результате взаимодействия нерастворимого основания меди (II) или железа (iii) гидроксида с кислотой. Образуется раствор голубого цвета

 

 

Нерастворимое основание реагирует с соляной кислотой. Вследствие реакции образуется соль и вода.

6

Разложение нерастворимых оснований при нагревании

Вследствие разложения голубого меди (II) гидроксида

образуется черный меди (II) оксид (темно-красный железа (iii) оксид). На стенках пробирки у отверстия появляются капли воды.

 

 

 

Нерастворимое основание по условиям нагрева разлагается с образованием оксида и воды.

              Общий вывод: общие свойства щелочей и нерастворимых оснований — взаимодействие с растворами кислот, отличные — луга действуют на индикаторы, а нерастворимые основания разлагаются при нагревании.

 

2. Другие химические свойства оснований

 

·   Взаимодействие с кислотными оксидами. Какие оксиды называются кислотными? Приведите примеры. .

С помощью учителя ученики составляют уравнение химической реакции.

2NaOH + → S + В

·   Взаимодействие с солями. Какие вещества называются солями? Приведите примеры формул солей.

FeS + 2KOH = Fe (OH )2+ Н2S

Дети по таблице растворимости определяют, какое вещество выпало в осадок и записывают уравнение реакции.

V. Проверка усвоения изученного материала. 

 

1.Завдання: Закончить уравнения химических реакций, выражающих свойства

1 Вариант: щелочей,  II Вариант: нерастворимых оснований. (слайд 6)

Mg (OH + НС l →

Fe (OH →

Ba (OH + HCl →

NaOH + Zn →

Ca (OH + →

Al (OH →

2. Задача «Медицинское» 3 мин

1) Для лечения гастрита (воспаление слизистой оболочки желудка) с повышенной кислотностью и язвенной болезни желудка применяют препарат «Альмагель», содержащий Al (OH )3. Какова роль этого гидроксида? Ответ подтвердите уравнением реакции.

2) Вам необходимо оказать первую медицинскую помощь при ожогах щелочами.

Ваши действия. (Дать краткий ответ)

             

VI. Рефлексия. Метод ПРЕСС — используя алгоритм продолжить предложение: 

(слайд 7)

ЗАДАНИЯ ПО ХИМИИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ ПО ТЕМЕ «ОСНОВАНИЯ»

ЗАДАНИЯ ПО ХИМИИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ ПО ТЕМЕ «ОСНОВАНИЯ»
  • Срок Нет даты выполнения
  • Баллы Нет

 

1. Напишите уравнения следующих реакций с участием оснований:

 

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ

Cd(OH)2 + HCl =

 

KOH + H2SO4 =

 

NaOH + SO2 =

 

KOH + Al2O3 =

 

Fe(OH)3 =t =

 

Mg(OH)2+ N2O5 =

 

NaOH + ZnCl2 =

 

Ca(OH)2 + Cl2O7 =

 

Mg(OH)2+ HClO4 =

 

 

2. Какие из оснований:  RbOH, KOH, Cu(OH)2, Fe(OH)3, Ni(OH)2, SO3, LiOH, Mg(OH)2 – являются растворимыми в воде? Напишите уравнения реакций, которые протекают при действии на эти основания раствором нитрата меди (II).

 

3. С какими из перечисленных веществ: серной кислотой, гидроксидом калия, оксидом бария, железом, нитратом железа (II) — будет взаимодействовать гидроксид бария? Напишите уравнения возможных реакций.

 

 

4. С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать гидроксид железа (III): медь, азотная кислота, вода, гидроксид стронция, оксид железа(II), соляная кислота — будет взаимодействовать оксид кальция? Напишите уравнения возможных реакций. Напишите уравнение реакции, протекающей при нагревании гидроксида железа (III).

 

5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Zn → ZnCl2 → Zn(OH)2 → Zn(NO3)2

0

Критерий оценки

Невозможно изменить критерий оценки после того, как вы начали использовать его.  

Заголовок

Вы уже оценили студентов с помощью этого критерия оценки. Серьезные изменения могут повлиять на результаты оценки.

Для создания записей видео и звука на компьютере должна быть включена веб-камера. Если на компьютере отсутствует веб-камера, можно записывать звуковые сообщения, установив подключаемый модуль Google Video Chat.

Химические свойства оснований — Персональный сайт учителя химии Куликовой Надежды Владимировны

Химические свойства оснований

Химические свойства гидроксида металла во многом зависят от того, к какой группе он принадлежит — к щелочам, или к нерастворимым основаниям.

Общие химические свойства щелочей

1. Кристаллы щелочей при растворении в воде полностью диссоциируют, то есть распадаются на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы.

A) Например, при диссоциации гидроксида натрия образуются положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные гидроксид-ионы:

NaOH→Na++OH−

Б) Процесс диссоциации гидроксида кальция отображается следующим уравнением:

Ca(OH)2→Ca2++2OH−

2. Растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.

Фактически с индикатором взаимодействуют гидроксид-ионы, содержащиеся в растворе любой щёлочи. При этом протекает химическая реакция с образованием нового продукта, признаком протекания которой является изменение окраски вещества.

Изменение окраски индикаторов в растворах щелочей

Индикатор

Изменение окраски индикатора

Лакмус

Фиолетовый лакмус становится синим

Фенолфталеин

Беcцветный фенолфталеин становится

малиновым

Универсальный

индикатор

Универсальный индикатор становится

синим

  

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

Реакции обмена между щелочами и кислотами называют реакциями нейтрализации.

А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с соляной кислотой образуется хлорид натрия и вода: NaOH+HCl→NaCl+h3O 

Б) Если нейтрализовать гидроксид кальция азотной кислотой, образуется нитрат кальция и вода:

Ca(OH)2+2HNO3→Ca(NO3)2+2h3O

 

4. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль и воду.

А) Например, при взаимодействии гидроксида кальция с оксидом углерода(IV) т.е. углекислым газом, образуется карбонат кальция и вода:

Ca(OH)2+CO2→CaCO3⏐↓+h3O

Обрати внимание!

При помощи этой химической реакции можно доказать присутствие оксида углерода(IV): при пропускании углекислого газа через известковую воду (насыщенный раствор гидроксида кальция), раствор мутнеет, поскольку выпадает осадок белого цвета — образуется нерастворимый карбонат кальция.

Б) При взаимодействии гидроксида натрия с оксидом фосфора(V) образуется фосфат натрия и вода:

6NaOH+P2O5→2Na3PO4+3h3O

 

5. Щёлочи могут взаимодействовать с растворимыми в воде солями.

Обрати внимание!

Реакция обмена между основанием и солью возможна в том случае, если оба исходных вещества растворимы, а в результате образуется хотя бы одно нерастворимое вещество (выпадает осадок).

А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с сульфатом меди(II) образуется сульфат натрия и гидроксид меди(II):

2NaOH+CuSO4→Na2SO4+Cu(OH)2⏐↓

Б) При взаимодействии гидроксида кальция с карбонатом натрия образуется карбонат кальция и гидроксид натрия:

Ca(OH)2+Na2CO3→CaCO3⏐↓+2NaOH

 

6. Малорастворимые щёлочи при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

  

Например, если нагреть гидроксид кальция, образуется оксид кальция и водяной пар:

Ca(OH)2−→−t°CaO+h3O↑⏐⏐

 

Общие химические свойства нерастворимых оснований

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

А) Например, при взаимодействии гидроксида меди(II) с серной кислотой образуется сульфат меди(II) и вода:

Cu(OH)2+h3SO4→CuSO4+2h3O

Б) При взаимодействии гидроксида железа(III) с соляной (хлороводородной) кислотой образуется хлорид железа(III) и вода:

Fe(OH)3+3HCl→FeCl3+3h3O

 

2. Некоторые нерастворимые основания могут взаимодействовать с некоторыми кислотными оксидами, образуя соль и воду.

Например, при взаимодействии гидроксида меди(II) с оксидом серы(VI) образуется сульфат меди(II) и вода:

Cu(OH)2+SO3−→−t°CuSO4+h3O

 

3. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

А) Например, при нагревании гидроксида меди(II) образуется оксид меди(II) и вода:

 Cu(OH)2−→−t°CuO+h3O 

Б) Гидроксид железа(III) при нагревании разлагается на оксид железа(III) и воду:

2Fe(OH)3−→−t°Fe2O3+3h3O

Химические св ва оснований. Химические свойства оснований

Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме + (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH 4 +) и гидроксид-аниона ОН — .

По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания . Также есть неустойчивые основания , которые самопроизвольно разлагаются.

1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например , оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

При этом оксид меди (II) с водой не реагирует :

CuO + H 2 O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий) , кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

Например , калий реагирует с водой очень бурно :

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов . Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье .

Например , электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

либо

щелочь + соль 1 = соль 2 ↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II) :

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода .

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например , гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей . Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления , которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например , гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3

1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми . При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации . Возможно и образование кислой соли , если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты . В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь (избыток) + кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота (избыток) = кислая соль + вода

Например , гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты , фосфаты или гидрофосфаты .

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли , а в растворе – комплексные соли .

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например , при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

А в растворе образуется комплексная соль:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (к ак правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли , в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь (избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода

либо:

щёлочь + кислотный оксид (избыток) = кислая соль

Например , при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе , при условии, что в продуктах образуется газ или осадок . Такие реакции протекают по механизму ионного обмена .

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Например , гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе :

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH — = Cu 2+ (OH) 2 — ↓ + Na 2 + SO 4 2-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония .

Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

NH 4 + NO 3 — + K + OH — = K + NO 3 — + NH 3 + H 2 O

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль!

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид , взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла .

Например , избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид . А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей . Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла (избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь (избыток) = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например , гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

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

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO 3 мы разбиваем на уольную кислоту H 2 CO 3 и карбонат натрия Na 2 CO 3 . Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород , в расплаве — средняя соль и водород .

Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах . Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О 2 ≠

NaOH +N 2 ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl 2 0 = NaCl — + NaOCl + + H 2 O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

2NaOH +Si 0 + H 2 + O= NaCl — + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0

Фтор окисляет щёлочи:

2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF — + 2H 2 O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье .

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

3. Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них проявляют свойства оснований (основные гидроксиды) — NaOH , Ba (OH ) 2 и т.п.; другие проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) — HNO 3 , H 3 PO 4 и другие. Существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований, так и свойства кислот — Zn (OH ) 2 , Al (OH ) 3 и т.п.

3.1. Классификация, получение и свойства оснований

Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН .

По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН — гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH , гидроксид кальция Ca (OH ) 2 , гидроксид хрома ( II ) — Cr (OH ) 2 , гидроксид хрома ( III ) — Cr (OH ) 3 .

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами — Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН — в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации иона ОН — даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

По числу гидроксильных групп (кислотность) , способных замещаться на кислотный остаток, различают:

Однокислотные основания — KOH , NaOH ;

Двухкислотные основания — Fe (OH ) 2 , Ba (OH ) 2 ;

Трехкислотные основания — Al (OH ) 3 , Fe (OH ) 3 .

Получение оснований

1. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,

K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 ↓ .

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например,

AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,

Al(OH) 3 + KOH = K.

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

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

2. Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .

(суммарная реакция электролиза)

Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,

SrO + H 2 O = Sr (OH ) 2 .

Химические свойства оснований

1. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,

Ca (OH ) 2 = CaO + H 2 O .

2. Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами — реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,

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

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными и с амфотерными оксидами:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:

2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.

5. Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоду),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании),

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ,

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .

6. Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять также и некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными свойствами):

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 ,

Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2 .

Растворы щелочей имеют рН > 7 (щелочная среда), изменяют окраску индикаторов (лакмус — синяя, фенолфталеин — фиолетовая).

М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

Гидроксиды щелочных металлов – при обычных усло­виях представляют собой твердые белые кристаллические вещества, гигроско­пичные, мылкие на ощупь, очень хорошо растворимы в воде (их растворение – экзотермический процесс), легкоплавки. Гидроксиды щелочноземельных металлов Са(ОН) 2 , Sr(OH) 2 , Ва(ОН) 2) – белые порошкообразные вещества, гораздо менее растворимы в воде по сравнению с гидроксидами щелочных металлов. Нерастворимые в воде основания обычно образу­ются в виде гелеобразных осадков, разлагающихся при хра­нении. Например, Сu(ОН) 2 – синий студенистый осадок.

3.1.4 Химические свойства оснований.

Свойства оснований обусловлены наличием ионов ОН – . В свойствах щелочей и нерастворимых в воде оснований имеются отличия, однако общим свойством является реак­ция взаимодействия с кислотами. Химические свойства оснований представ­лены в таблице 6.

Таблица 6 – Химические свойства оснований

Щелочи

Нерастворимые основания

Все основания реагируют с кислотами (реакция нейтрализации )

2NaOH + H 2 SО 4 = Na 2 SО 4 + 2H 2 О

Сr(ОН) 2 + 2НС1 = СrС1 2 + 2Н 2 O

Основания реагируют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

6КОН + Р 2 O 5 = 2К 3 РO 4 + 3Н 2 O

Щелочи реагируют с растворами солей , если один из продуктов реакции выпадает в осадок (т. е. если образу­ется нерастворимое соединение):

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 

Нерастворимые в воде основания и амфотерные гидроксиды разлагаются при на­гревании на соответствующий оксид и воду:

Мn(ОН) 2  МnО + Н 2 O

Сu(ОН) 2  СuО + Н 2 O

Щелочи можно обнаружить индикатором. В щелочной сре­де: лакмус – синий, фенолфталеин – малиновый, мети­ловый оранжевый – желтый

3.1.5 Важнейшие основания.

NaOH – едкий натр, каустическая сода. Легкоплавкие (t пл = 320 °С) белые гигроскопичные кристаллы, хорошо растворимы в воде. Раствор мылкий на ощупь и является опасной едкой жидкостью. NaOH – один из важней­ших продуктов химической промышленности. В больших количествах требуется для очистки нефтепро­дуктов, широко применяется в мыловаренной, бумажной, текстильной и других отраслях промышленности, а также для производства искусственного волокна.

КОН – едкое кали. Белые гигроскопичные кристаллы, хорошо растворимы в воде. Раствор мылкий на ощупь и является опасной едкой жидкостью. СвойстваКОН аналогичны свойствам NaOH, но применяется гидроксид калия гораздо реже ввиду его более высокой стоимости.

Са(ОН) 2 – гашеная известь. Белые кристаллы, мало ра­створимы в воде. Раствор называется «известковой водой», суспензия – «известковым молоком». Известковая вода применяется для распознавания углекислого газа, она мут­неет при пропускании СO 2 . Гашеная известь широко используется в строительном деле в качестве основы для изготовления вяжущих веществ.

Общие свойства оснований обусловлены наличием в их растворах иона ОН — , создающего в растворе щелочную среду (фенолфталеин окрашивается в малиновый цвет, метилоранж – в желтый, лакмус – в синий).

1. Химические свойства щелочей:

1) взаимодействие с кислотными оксидами:

2KOH+CO 2 ®K 2 CO 3 +H 2 O;

2) реакция с кислотами (реакция нейтрализации):

2NaOH+ H 2 SO 4 ®Na 2 SO 4 +2H 2 O;

3) взаимодействие с растворимыми солями (только в том случае, если при действии щелочи на растворимую соль выпадает осадок или выделяется газ):

2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4 ,

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

2. Химические свойства нерастворимых оснований:

1) взаимодействие оснований с кислотами:

Fe(OH) 2 +H 2 SO 4 ®FeSO 4 +2H 2 O;

2) разложение при нагревании. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на основный оксид и воду:

Cu(OH) 2 ®CuO+H 2 O

Конец работы —

Эта тема принадлежит разделу:

Атомно молекулярные учения в химии. Атом. Молекула. Химический элемент. Моль. Простые сложные вещества. Примеры

Атомно молекулярные учения в химии атом молекула химический элемент моль простые сложные вещества примеры.. теоретическую основу современной химии составляет атомно молекулярное.. атомы мельчайшие химические частицы являющиеся пределом химического..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Получение оснований
1. Получение щелочей: 1) взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов или их оксидов с водой: Сa+2h3O®Ca(OH)2+H

Номенклатура кислот
Названия кислот производятся от того элемента, от которого образована кислота. При этом в названии бескислородных кислот обычно имеется окончание –водородная: HCl – хлороводородная, HBr – бромоводо

Химические свойства кислот
Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием ионов Н+, образующихся при диссоциации молекул кислоты, таким образом, кислоты – это доноры протонов: HxAn«xH+

Получение кислот
1) взаимодействие кислотных оксидов с водой: SO3+h3O®h3SO4, P2O5+3h3O®2h4PO4;

Химические свойства кислых солей
1) кислые соли содержат атомы водорода, способные принимать участие в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать со щелочами, превращаясь в средние или другие кислые соли – с меньшим числ

Получение кислых солей
Кислую соль можно получить: 1) реакцией неполной нейтрализации многоосновной кислоты основанием: 2h3SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Основные соли.
Основными (гидроксосолями) называются соли, которые образуются в результате неполного замещения гидроксидных ионов основания анионами кислот. Однокислотные основания, например, NaOH, KOH,

Химические свойства основных солей
1) основные соли содержат гидроксогруппы, которые могут принимать участие в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать с кислотами, превращаясь в средние соли или в основные соли с меньши

Получение основных солей
Основную соль можно получить: 1) реакцией неполной нейтрализации основания кислотой: 2Cu(OH)2+h3SO4®(CuOH)2SO4+2h3

Средние соли.
Средними солями называюся продукты полного замещения Н+-ионов кислоты ионами металлов; они также могут рассматриваться как продукты полного замещения ОН-ионов основания аниона

Номенклатура средних солей
В русской номенклатуре (используемой в технологической практике) существует следующий порядок наименования средних солей: к корню названия кислородсодержащей кислоты прибавляют слово

Химические свойства средних солей
1) Почти все соли являются ионными соединениями, поэтому в расплаве и в водном растворе они диссоциируют на ионы (при пропускании тока через растворы или расплавы солей идет процесс электролиза).

Получение средних солей
Большая часть методов получения солей основана на взаимодействии веществ противоположной природы – металлов с неметаллами, кислотных оксидов с основными, оснований с кислотами (см. таблицу 2).

Строение атома.
Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Порядковый номер элемента в Периодической таблице элементов равен заряду ядра

Состав атомных ядер
Ядро состоит из протонов и нейтронов. Количество протонов равно порядковому номеру элемента. Число нейтронов в ядре равно разности между массовым числом изотопа и по

Электрон
Вокруг ядра вращаются электроны по определенным стационарныморбитам. Двигаясь по своей орбите, электрон не излучает и не поглощает электромагнитную энергию. Излучение или поглощение энергии происхо

Правило заполнения электронных уровней, подуровней элементов
Число электронов, которые могут находиться на одном энергетическом уровне, определяется формулой 2n2, где n – номер уровня. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней: для первог

Энергия ионизации, сродства к электрону, электроотрицательность.
Энергия ионизации атома. Энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется первой энергией (потенциалом) ионизации I: Э + I = Э+ + е- Энергия ионизаци

Ковалентная связь
В большинстве случаев при образовании связи происходит обобществление электронов связываемых атомов. Такой тип химической связи называют ковалентной связью (приставка «ко-» в латинском яз

Сигма и пи связи.
Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.
Кроме изложенного в предыдущем разделе гомогенного механизма образования ковалентной связи, существует гетерогенный механизм — взаимодействие разноименно заряженных ионов — протона H+ и

Химическая связь и геометрия молекул. BI3, PI3
рисунок 3.1Сложение дипольных элементов в молекулах Nh4 и NF3

Полярная и неполярная связь
Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании

Ионная связь
Ионная связь– это химическая связь, которая осуществляется за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Таким образом, процесс образования и

Степень окисления
Валентность 1. Валентность — способность атомов химических элементов образовывать определенное число химических связей. 2. Значения валентности изменяются от I до VII (редко VIII). Валент

Водородная связь
Помимо различных гетерополярных и го-меополярных связей, существует еще один особый вид связи, который в последние два десятилетия привлекает все большее внимание химиков. Это так называемая водоро

Кристаллические решётки
Итак, кристаллическая структура характеризуется правильным (регулярным) расположением частиц в строго определенных местах в кристалле. При мысленном соединении этих точек линиями получаются простра

Растворы
Если в сосуд с водой поместить кристаллы поваренной соли, сахара или перманганата калия (марганцовки), то мы можем наблюдать, как количество твердого вещества постепенно уменьшается. При этом вода,

Электролитическая диссоциация
Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все

Механизм диссоциации.
Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ио

Ионное произведение воды
Водородный показатель (рН) величина, характеризующая актив­ность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН. Водородный показатель численно ра

Химическая реакция
Химическая реакция — это превращение одних веществ в другие. Впрочем, такое определение нуждается в одном существенном дополнении. В ядерном реакторе или в ускорителе тоже одни вещества превращаютс

Методы расстановки коэффициентов в ОВР
Метод электронного баланса 1). Записываем уравнение химической реакции KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Находим атомы, изме

Гидролиз
Гидролиз – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию малодиссоциированных веществ и сопровождающийся изменением реакции (pH) среды. Суть

Скорость химических реакций
Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ: V = ± ((С2 – С1) / (t2 — t

Факторы, влияющие на скорость химических реакций
1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с

Энергия активации
Столкновение химических частиц приводит к химическому взаимодействию лишь в том случае, если сталкивающиеся частицы обладают энергией, превышающей некоторую определенную величину. Рассмотрим взаимо

Катализ катализатор
Многие реакции можно ускорить или замедлить путем введения некоторых веществ. Добавляемые вещества не участвуют в реакции и не расходуются в ходе ее протекания, но оказывают существенное влияние на

Химическое равновесие
Химические реакции, которые протекают со сравнимыми скоростями в обоих направлениях, называются обратимыми. В таких реакциях образуются равновесные смеси реагентов и продуктов, состав которы

Принцип Ле Шателье
Принцип Ле Шателье говорит о том, что для смещения равновесия вправо нужно, во-первых, повышать давление. Действительно, при повышении давления система будет «сопротивляться» возрастанию кон

Факторы влияющие на скорость химической реакции
Факторы, влияющие на скорость химической реакции Увеличивают скорость Уменьшают скорость Наличие химически активных реагентов

Закон Гесса
Пользуясь табличными значениями

Тепловой эффект
В ходе реакции происходит разрыв связей в исходных веществах и образование новых связей в продуктах реакции. Поскольку образование связи идет с выделением, а ее разрыв — с поглощением энергии, то х

После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. В статье описано, что такое pH раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания.

Как металлы и неметаллы, кислоты и основания — это разделение веществ по схожим свойствам. Первая теория кислот и оснований принадлежала швецкому учёному Аррениусу. Кислота по Аррениусу — это класс веществ, которые в реакции с водой диссоциируют (распадаются), образовывая катион водорода H + . Основания Аррениуса в водном растворе образуют анионы OH — . Следующая теория в 1923 году была предложена учёными Бренстедом и Лоури. Теория Бренстеда-Лоури определяет кислотами вещества, способные в реакции отдавать протон (протоном в реакциях называют катион водорода). Основания, соответственно, — это вещества, способные принять протон в реакции. Актуальная на данный момент теория — теория Льюиса. Теория Льюиса определяет кислоты как молекулы или ионы, способные принимать электронные пары, тем самым формируя аддукты Льюиса (аддукт — это соединение, образующееся соединением двух реагентов без образования побочных продуктов).

В неорганической химии, как правило, под кислотой имеют ввиду кислоту Бренстеда-Лоури, то есть вещества, способные отдать протон. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса. Данные правила справедливы для кислот и оснований.

Диссоциация

Диссоциация – это процесс распада вещества на ионы в растворах или расплавах. Например, диссоциация соляной кислоты — это распад HCl на H + и Cl — .

Свойства кислот и оснований

Основания, как правило, мыльные на ощупь, кислоты, в большинстве своём, имеют кислый вкус.

При реакции основания со многими катионами формируется осадок. При реакции кислоты с анионами, как правило, выделяется газ.

Часто используемые кислоты:
H 2 O, H 3 O + , CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4 , HSO 4 − , HCl, CH 3 OH, NH 3
Часто используемые основания:
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2− , Cl −

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильные кислоты

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

HCl (р-р) + H 2 O (ж) → H 3 O + (р-р) + Cl — (р-р)

Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4

Список сильных кислот
  • HCl — соляная кислота
  • HBr — бромоводород
  • HI — йодоводород
  • HNO 3 — азотная кислота
  • HClO 4 — хлорная кислота
  • H 2 SO 4 — серная кислота

Слабые кислоты

Растворяются в воде только частично, например, HF:

HF (р-р) + h3O (ж) → h4O + (р-р) + F — (р-р) — в такой реакции более 90% кислоты не диссоциирует:
=

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

Список слабых кислот
  • HF фтороводородная
  • H 3 PO 4 фосфорная
  • H 2 SO 3 сернистая
  • H 2 S сероводородная
  • H 2 CO 3 угольная
  • H 2 SiO 3 кремниевая

Сильные основания

Сильные основания полностью диссоциируют в воде:

NaOH (р-р) + H 2 O ↔ NH 4

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

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

Слабые основания

В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH — :

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

Большинство слабых оснований — это анионы:

F — (р-р) + H 2 O ↔ HF (р-р) + OH — (р-р)
Список слабых оснований
  • Mg(OH) 2 гидроксид магния
  • Fe(OH) 2 гидроксид железа (II)
  • Zn(OH) 2 гидроксид цинка
  • NH 4 OH гидроксид аммония
  • Fe(OH) 3 гидроксид железа (III)

Реакции кислот и оснований

Сильная кислота и сильное основание

Такая реакция называется нейтрализацией: при количестве реагентов достаточном для полной диссоциации кислоты и основания, результирующий раствор будет нейтральным.

Пример:
H 3 O + + OH — ↔ 2H 2 O
Слабое основание и слабая кислота
Общий вид реакции:
Слабое основание (р-р) + H 2 O ↔ Слабая кислота (р-р) + OH — (р-р)
Сильное основание и слабая кислота

Основание полностью диссоциирует, кислота диссоциирует частично, результирующий раствор имеет слабые свойства основания:

HX (р-р) + OH — (р-р) ↔ H 2 O + X — (р-р)
Сильная кислота и слабое основание

Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:

Диссоциация воды

Диссоциация — это распад вещества на составляющие молекулы. Свойства кислоты или основания зависят от равновесия, которое присутствует в воде:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (р-р) + OH — (р-р)
K c = / 2
Константа равновесия воды при t=25°: K c = 1.83⋅10 -6 , также имеет место следующее равенство: = 10 -14 , что называется константой диссоциации воды. Для чистой воды = = 10 -7 , откуда -lg = 7.0.

Данная величина (-lg) называется pH — потенциал водорода. Если pH 7, то вещество имеет основные свойства.

Способы определения pH

Инструментальный метод

Специальный прибор pH-метр — устройство, трансформирующее концентрацию протонов в растворе в электрический сигнал.

Индикаторы

Вещество, которое изменяет цвет в некотором интервале значений pH в зависимости от кислотности раствора, используя несколько индикаторов можно добиться достаточно точного результата.

Соль

Соль — это ионное соединение образованное катионом отличным от H + и анионом отличным от O 2- . В слабом водном растворе соли полностью диссоциируют.

Что бы определить кислотно-щелочные свойства раствора соли , необходимо определить, какие ионы присутствуют в растворе и рассмотреть их свойства: нейтральные ионы, образованные из сильных кислот и оснований не влияют на pH: не отдают ионы ни H + , ни OH — в воде. Например, Cl — , NO — 3 , SO 2- 4 , Li + , Na + , K + .

Анионы, образованные из слабых кислот, проявляют щелочные свойства (F — , CH 3 COO — , CO 2- 3), катионов с щелочными свойствами не существует.

Все катионы кроме металлов первой и второй группы имеют кислотные свойства.

Буфферный раствор

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

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

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

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

Тест:

6.

4: Классификация химических реакций (кислоты и основания)

Кислотно-основные реакции

Видео \(\PageIndex{1}\): Введение в кислоты и основания.

Кислотно-щелочная реакция — это реакция, при которой ион водорода H + переносится от одного химического соединения к другому. Такие реакции имеют центральное значение для многочисленных природных и технологических процессов, начиная от химических превращений, происходящих в клетках, в озерах и океанах, и заканчивая промышленным производством удобрений, фармацевтических препаратов и других веществ, необходимых обществу.Таким образом, предмет кислотно-основной химии заслуживает подробного обсуждения, которое, к сожалению, выходит за рамки данного курса.

В целях этого краткого введения мы рассмотрим только наиболее распространенные типы кислотно-щелочных реакций, происходящих в водных растворах. В этом контексте кислота представляет собой вещество, которое будет растворяться в воде с образованием ионов гидроксония, H 3 O + . В качестве примера рассмотрим приведенное здесь уравнение:

\[\ce{HCl}(водн.)+\ce{h3O}(водн.)\rightarrow \ce{Cl-}(водн.)+\ce{h4O+}(водн.)\]

Процесс, представленный этим уравнением, подтверждает, что хлористый водород является кислотой.При растворении в воде ионы H 3 O + образуются в результате химической реакции, в которой ионы H + переходят от молекул HCl к молекулам H 2 O (рис. \(\PageIndex{1}\) ).

Рисунок \(\PageIndex{1}\): Когда газообразный хлористый водород растворяется в воде, (а) он реагирует как кислота, передавая протоны молекулам воды с образованием (б) ионов гидроксония (и сольватированных ионов хлорида)

Природа HCl такова, что ее реакция с водой, как только что описана, эффективна практически на 100%: практически каждая молекула HCl, которая растворяется в воде, подвергается этой реакции.Кислоты, которые полностью реагируют таким образом, называются сильными кислотами, а HCl является одним из немногих распространенных кислотных соединений, которые классифицируются как сильные (таблица \(\PageIndex{1}\)). Гораздо большее число соединений ведут себя как слабые кислоты и лишь частично реагируют с водой, оставляя большую часть растворенных молекул в их исходной форме и образуя относительно небольшое количество ионов гидроксония. Слабые кислоты широко распространены в природе, они частично ответственны за острый вкус цитрусовых, жгучее ощущение от укусов насекомых и неприятные запахи, связанные с запахом тела.Известным примером слабой кислоты является уксусная кислота, основной ингредиент пищевых уксусов:

.

\[\ce{Ch4CO2H}(водн.)+\ce{h3O}(л)\rightleftharpoons \ce{Ch4CO2-}(водн.)+\ce{h4O+}(водн.)\]

При растворении в воде в обычных условиях только около 1% молекул уксусной кислоты находится в ионизированной форме \(\ce{Ch4CO2-}\) (рис. \(\PageIndex{2}\)). (Использование двойной стрелки в приведенном выше уравнении обозначает аспект частичной реакции этого процесса, понятие, полностью рассмотренное в главах, посвященных химическому равновесию.)

Рисунок \(\PageIndex{2}\): (a) Такие фрукты, как апельсины, лимоны и грейпфруты, содержат слабокислую лимонную кислоту. б) уксус содержит слабую уксусную кислоту. (кредит a: модификация работы Скотта Бауэра; кредит b: модификация работы Brücke-Osteuropa/Wikimedia Commons)

Таблица \(\PageIndex{1}\): Общие сильные кислоты
Составная формула Название в водном растворе
HBr бромистоводородная кислота
HCl соляная кислота
Привет йодистоводородная кислота
HNO 3 азотная кислота
HClO 4 хлорная кислота
H 2 SO 4 серная кислота

Основание представляет собой вещество, которое растворяется в воде с образованием гидроксид-ионов, OH . Наиболее распространенными основаниями являются ионные соединения, состоящие из катионов щелочных или щелочноземельных металлов (группы 1 и 2) в сочетании с ионом гидроксида, например, NaOH и Ca(OH) 2 . Когда эти соединения растворяются в воде, ионы гидроксида высвобождаются непосредственно в раствор. Например, KOH и Ba(OH) 2 растворяются в воде и полностью диссоциируют с образованием катионов (K + и Ba 2+ соответственно) и ионов гидроксида OH . Эти основания, наряду с другими гидроксидами, полностью диссоциирующими в воде, считаются сильными основаниями.

Рассмотрим в качестве примера растворение щелочи (гидроксида натрия) в воде:

\[\ce{NaOH}(s)\rightarrow \ce{Na+}(водн.)+\ce{OH-}(водн.)\]

Это уравнение подтверждает, что гидроксид натрия является основанием. При растворении в воде NaOH диссоциирует с образованием ионов Na + и OH . Это также верно для любого другого ионного соединения, содержащего ионы гидроксида. Поскольку процесс диссоциации практически завершен, когда ионные соединения растворяются в воде в типичных условиях, NaOH и другие ионные гидроксиды классифицируются как сильные основания.

В отличие от ионных гидроксидов, некоторые соединения образуют гидроксид-ионы при растворении в результате химической реакции с молекулами воды. Во всех случаях эти соединения реагируют лишь частично и поэтому классифицируются как слабые основания. Эти типы соединений также широко распространены в природе и являются важным сырьем в различных технологиях. Например, глобальное производство слабоосновного аммиака обычно составляет более 100 метрических тонн в год, и он широко используется в качестве сельскохозяйственного удобрения, сырья для химического синтеза других соединений и активного ингредиента в бытовых чистящих средствах (рис. \(\PageIndex). {3}\)).При растворении в воде аммиак частично реагирует с образованием ионов гидроксида, как показано здесь:

\[\ce{Nh4}(водн.)+\ce{h3O}(л)\rightleftharpoons \ce{Nh5+}(водн. )+\ce{OH-}(водн.)\]

Это по определению кислотно-щелочная реакция, в данном случае связанная с переносом ионов H + от молекул воды к молекулам аммиака. В типичных условиях только около 1% растворенного аммиака присутствует в виде ионов \(\ce{Nh5+}\).

Рисунок \(\PageIndex{3}\): Аммиак — это слабое основание, используемое в различных целях.(а) Чистый аммиак обычно применяется в качестве сельскохозяйственного удобрения. (b) Разбавленные растворы аммиака являются эффективными бытовыми чистящими средствами. (кредит a: модификация работы Национальной службы охраны ресурсов; кредит b: модификация работы pat00139)

Описанные химические реакции, в которых кислоты и основания, растворенные в воде, образуют соответственно ионы гидроксония и гидроксида, по определению являются кислотно-щелочными реакциями. В этих реакциях вода служит как растворителем , так и реагентом.Реакция нейтрализации — это особый тип кислотно-щелочной реакции, в которой реагентами являются кислота и основание, продуктами часто являются соль и вода, и ни один из реагентов не является самой водой:

\[\mathrm{кислота+основание\стрелка вправо+вода}\]

Чтобы проиллюстрировать реакцию нейтрализации, рассмотрим, что происходит, когда обычный антацид, такой как магнезиальное молоко (водная суспензия твердого Mg(OH) 2 ), принимается внутрь для облегчения симптомов, связанных с избытком желудочной кислоты (HCl):

\[\ce{Mg(OH)2}(т)+\ce{2HCl}(водн. )\rightarrow \ce{MgCl2}(водн.)+\ce{2h3O}(л).\]

Обратите внимание, что помимо воды в этой реакции образуется соль, хлорид магния.

Пример \(\PageIndex{1}\): Написание уравнений кислотно-основных реакций

Напишите сбалансированные химические уравнения для описанных здесь кислотно-щелочных реакций:

  1. слабокислотный гипохлорит водорода реагирует с водой
  2. раствор гидроксида бария нейтрализуют раствором азотной кислоты

Раствор

(a) Предусмотрены два реагента: HOCl и H 2 O.Поскольку сообщается, что это вещество является кислотой, его реакция с водой будет включать перенос H + из HOCl в H 2 O с образованием ионов гидроксония, H 3 O + , и ионов гипохлорита, OCl . − .

\[\ce{HOCl}(водн.)+\ce{h3O}(л)\rightleftharpoons \ce{OCl-}(водн.)+\ce{h4O+}(водн.) \nonumber \]

В этом уравнении уместна двойная стрелка, поскольку она указывает, что HOCl является слабой кислотой, которая не полностью прореагировала.

(b) Предоставляются два реагента: Ba(OH) 2 и HNO 3 .Поскольку это реакция нейтрализации, двумя продуктами будут вода и соль, состоящая из катиона ионного гидроксида (Ba 2+ ) и аниона, образующегося, когда кислота переносит свой водородный ион \(\ce{(NO3- )}\).

\[\ce{Ba(OH)2}(водн.)+\ce{2HNO3}(водн.)\rightarrow \ce{Ba(NO3)2}(водн.)+\ce{2h3O}(l) \nonumber \ ]

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера на прием файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

Кислоты, основания и химические реакции — видео и уроки

Изучая уроки в этой главе, вы получите представление о характеристиках кислот и оснований и узнаете о различных типах химических реакций. Опытные инструкторы проведут вас через видеоуроки, охватывающие такие темы, как шкала pH, степени окисления, электрохимические элементы и реакции горения. Эта глава предназначена для того, чтобы научить вас:

Видео Объектив
Реакции разложения и синтеза Напишите, идентифицируйте и предскажите продукты простых реакций синтеза и разложения.
Определение кислот и оснований по Аррениусу Дайте определение кислоте и основанию в соответствии с теорией Аррениуса, перечислите сильные кислоты и основания и определите распространенное применение конкретных кислот.
Определение кислот и оснований по Бренстеду-Лоури и Льюису Дайте определение и идентифицируйте кислоты и основания по Бренстеду-Лоури и Льюису.
Нейтрализация и кислотно-основные реакции Опишите процесс нейтрализации и напишите кислотно-основную реакцию, обозначив сопряженные кислоты и основания.
Константа диссоциации и автоионизация воды Объясните автоионизацию воды и рассчитайте концентрацию гидроксида или гидроксония, зная другое значение.
Шкала pH: расчет pH или pOH раствора Рассчитайте pH или pOH кислоты или основания с учетом необходимых значений.
Слабые кислоты, слабые основания и буферы Дайте определение и опишите буферы, а также слабые и сильные кислоты и основания.
Координационная химия: связывание в координированных соединениях Понять, как происходит связывание в координационных соединениях.
Реакции осаждения: предсказание образования осадков и итоговые ионные уравнения Предскажите, будет ли образовываться осадок, и напишите суммарные ионные уравнения.
Присвоение степеней окисления элементам в химической формуле Знать правила присвоения степеней окисления и уметь присваивать степени окисления каждому элементу в химической формуле.
Уравновешивание окислительно-восстановительных реакций и идентификация окислителей и восстановителей Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений методом полуреакции.
Серия действий: Прогнозирование продуктов реакций одиночного смещения Используйте серию действий для прогнозирования продуктов реакций одиночного смещения.
Электрохимические элементы и электрохимия Определите части электрохимического элемента и опишите их функции.
Катодные и анодные реакции полуэлементов Напишите электродные полуреакции для катодов и анодов. Рассчитайте потенциал напряжения ячейки по таблице стандартных электродных потенциалов.
Запись и балансировка реакций горения Учитывая топливо, напишите и балансируйте реакцию горения.Используя понятие энергий связи, объясните, почему реакции горения в основном экзотермические.

Кислотно-основные реакции в органической химии – Master Organic Chemistry

Введение в кислотно-основные реакции в органической химии

стабилизируют отрицательный заряд и положительный заряд и перешли к формализму изогнутых стрелок для реакций, мы готовы приступить к более подробному рассмотрению некоторых ключевых реакций в органической химии.

Начнем с кислотно-основных реакций.

Содержание

  1. Четыре компонента каждой кислотно-основной реакции
  2. Что делает кислотно-основную реакцию благоприятной? (Подсказка: это связано со стабильностью сопряженного основания)
  3. Кислотность молекулы напрямую связана со способностью сопряженного основания стабилизировать отрицательный заряд
  4. Любой фактор, который стабилизирует сопряженное основание, приведет к увеличению В Кислотность
  5. Кислотно-основные реакции, происходящие от менее стабильных (т.е.

1. Четыре компонента каждой кислотно-основной реакции в органической химии

только что сказал, что первоочередная задача состоит в том, чтобы просто выяснить, какие связи формируются, а какие разрываются, и распознать четыре компонента. Так.


Это модель кислотно-щелочной реакции в органической химии: мы меняем местами водород между двумя атомами. На самом деле, поскольку водород не забирает с собой никаких электронов, когда это происходит, технически мы заменяем H+ (протон). У нас есть названия для каждого из участвующих видов:
  • Молекула, которая теряет H+, называется кислотой
  • Молекула, которая получает H+, называется основанием
  • После получения H+ основание становится сопряженной кислотой
  • После потери Н+ кислота становится сопряженным основанием .

2.Что делает кислотно-основную реакцию благоприятной? (Подсказка: это связано со стабильностью сопряженного основания)

Хотя это помогает нам распознать закономерность, на самом деле это не помогает нам ответить на вопрос «почему?». Например, почему приведенная выше реакция протекает хорошо, а приведенная ниже реакция — нет? В конце концов, технически это тоже кислотно-щелочная реакция.

Теперь мы можем вернуться назад и приступить к решению этого важного вопроса.

Давайте начнем с нескольких простых примеров. Вот четыре примера кислотно-основных реакций.Если вы читали ранее о стабильности отрицательного заряда, вы сможете оценить, какие из них будут более благоприятными, а какие менее благоприятными. (Не стесняйтесь пока игнорировать обратную стрелку)

3. Кислотность молекулы напрямую связана со способностью сопряженного основания стабилизировать отрицательный заряд

Давайте посмотрим на это и подумаем:

  • В каждой реакции крайняя слева молекула представляет собой кислоту, которая отдает протон воде (основание), образуя h4O(+) [сопряженную кислоту] и анион (сопряженное основание).
  • Обратите внимание, как меняются заряды: в каждом случае сопряженное основание более отрицательно, чем кислота, а сопряженная кислота более положительна, чем основание. Это всегда верно для кислотно-щелочных реакций.
  • Поскольку каждая реакция здесь включает h3O и h4O(+), единственная разница между каждой реакцией заключается в идентичности кислоты и сопряженного основания.
  • При прочих равных условиях нейтральная молекула более стабильна, чем ее сопряженное основание (природа стремится минимизировать заряды).Различия в стабильности между нейтральными молекулами (слева) тривиальны по сравнению с различием в стабильности между заряженными молекулами (справа).
  •  Поэтому понимание факторов, стабилизирующих отрицательный заряд, будет ключом  к пониманию того, какие из них наиболее благоприятны, а какие наименее благоприятны.

Если вы вспомните факторы, которые стабилизировали отрицательный заряд, то по мере того, как мы шли слева направо по периодической таблице, мы получили следующую тенденцию:

Из этих четырех видов ион фтора (F-) является наиболее стабильным. Таким образом, из всех четырех соединений, перечисленных в приведенных выше реакциях, следует ожидать, что H-F с наибольшей вероятностью отдаст свой протон с образованием сопряженного основания F(-). Другими словами, HF является наиболее кислой.

Из этих четырех видов CH 3 (-) наименее стабилен. Следовательно, из всех четырех перечисленных видов следует ожидать, что H-CH 3 с наименьшей вероятностью отдаст свой протон с образованием сопряженного основания, CH 3 (-). Другими словами, H-CH 3 наименее кислый.

4. Любой фактор, который стабилизирует сопряженное основание, приведет к увеличению кислотности

Повторим это в другой форме. КИСЛОТНОСТЬ ВИДОВ НАПРЯМУЮ СВЯЗАНА СО СТАБИЛЬНОСТЬЮ ЕГО СОПРЯЖЕННОГО ОСНОВАНИЯ.

Извините за крик, но это важно! Я так взволнован, что должен выкрикнуть это.

СТАБИЛИЗАЦИЯ СОПРЯЖЕННОЙ ОСНОВЫ ПРИВЕДЕТ К ПОВЫШЕНИЮ КИСЛОТНОСТИ.

В свое время вы могли бы вернуться к семи факторам, стабилизирующим отрицательный заряд (заряд, электроотрицательность, поляризуемость, резонанс, индуктивные эффекты, орбитали и ароматичность), и посмотреть на них через эту призму. Каждая тенденция, которая ведет к стабилизации отрицательного заряда, будет иметь прямое влияние на кислотность. Более конкретно, стабилизация отрицательного заряда сделает конъюгированную кислоту более кислой.

5. Кислотно-основные реакции, которые переходят от менее стабильного (т.е. более основного) аниона к более стабильному (т.е. менее основному) аниону, энергетически выгодны

менее стабильный анион (H 2 N–) в более стабильный анион (F-).Это энергетически выгодно, подобно воде, текущей вниз по склону. Так протекает эта реакция.

Обратная реакция включает переход от более стабильного аниона (F-) к менее стабильному аниону (H 2 N-). Это энергетически невыгодно , и протекает не удовлетворительно.

Конечно, на данный момент это все еще довольно расплывчато — на самом деле мы можем быть намного более точными, как мы увидим. Однако в следующем посте мы рассмотрим те же самые реакции под немного другим углом.

Next Post: Обзор кислотно-щелочных реакций (2) – Основность

Кислоты, основания и реакции нейтрализации | Химия

4.12: Кислоты, основания и реакции нейтрализации

Кислотно-щелочная реакция — это реакция, при которой ион водорода H + переносится от одного химического соединения к другому.Такие реакции имеют центральное значение для многочисленных природных и технологических процессов, начиная от химических превращений в клетках или озерах и океанах до промышленного производства удобрений, фармацевтических препаратов и других веществ, необходимых для общества.

Существует несколько способов определения кислоты. В контексте водных растворов кислота представляет собой вещество, которое растворяется с образованием ионов водорода.

Это определение кислоты по Аррениусу, названное в честь шведского химика Сванте Аррениуса (1859–1927). Ион водорода, представленный символом H + , называется протоном. В растворе протоны химически соединяются с молекулами воды через неподеленные пары кислорода с образованием ионов гидроксония, H 3 O + .

Химическое уравнение ионизации кислоты записывается как

Кислоты, полностью реагирующие с водой таким образом, называются сильными кислотами. HCl, HNO 3 и HBr являются несколькими примерами.

Большинство кислот, встречающихся в повседневной жизни, являются слабыми кислотами.Лимонная кислота во фруктах, уксусная кислота в уксусе и молочная кислота в молоке — вот несколько примеров. Знакомым примером слабой кислоты является уксусная кислота, основной ингредиент пищевого уксуса. При растворении в воде в типичных условиях только около 1% молекул уксусной кислоты присутствует в ионизированной форме, CH 3 CO 2 .

Использование двойной стрелки в приведенном выше уравнении указывает на аспект частичной реакции этого процесса.

Основание — это вещество, которое растворяется в воде с образованием гидроксид-ионов, OH .Наиболее распространенными основаниями являются ионные соединения, состоящие из катионов щелочных или щелочноземельных металлов (группы 1 и 2) в сочетании с ионом гидроксида, например, NaOH и Ca(OH) 2 . В отличие от кислотных соединений, обсуждавшихся ранее, эти соединения не вступают в химическую реакцию с водой; вместо этого они растворяются и диссоциируют, высвобождая ионы гидроксида непосредственно в раствор. Например, KOH и Ba(OH) 2 растворяются в воде и полностью диссоциируют с образованием катионов (K + и Ba 2+ соответственно) и ионов гидроксида OH .Эти основания, наряду с другими гидроксидами, полностью диссоциирующими в воде, считаются сильными основаниями.

В качестве примера рассмотрим растворение гидроксида натрия в воде:

Это уравнение подтверждает, что гидроксид натрия является основанием. При растворении в воде NaOH диссоциирует с образованием ионов Na + и OH . Это также верно для любого другого ионного соединения, содержащего ионы гидроксида. Поскольку процесс диссоциации практически завершен, когда ионные соединения растворяются в воде в типичных условиях, NaOH и другие ионные гидроксиды классифицируются как сильные основания.

В отличие от ионных гидроксидов, некоторые соединения образуют гидроксид-ионы при растворении в результате химической реакции с молекулами воды. Во всех случаях эти соединения реагируют лишь частично и поэтому классифицируются как слабые основания. Эти типы соединений также широко распространены в природе и являются важным сырьем в различных технологиях. Например, глобальное производство слабоосновного аммиака обычно превышает 100 метрических тонн в год, поскольку он широко используется в качестве сельскохозяйственного удобрения, сырья для химического синтеза других соединений и активного ингредиента в бытовых чистящих средствах. При растворении в воде аммиак частично реагирует с образованием ионов гидроксида, как показано здесь:

Это, по определению, кислотно-щелочная реакция, включающая перенос ионов H + от молекул воды к молекулам аммиака. В типичных условиях только около 1% растворенного аммиака присутствует в виде ионов NH 4 + .

Реакция нейтрализации — это особый тип кислотно-щелочной реакции, в которой реагентами являются кислота и основание (но не вода), а продуктами часто являются соль и вода: 

Чтобы проиллюстрировать реакцию нейтрализации, рассмотрим, что происходит, когда обычный антацид, такой как магнезиальное молоко (водная суспензия твердого Mg(OH) 2 ), принимается внутрь для облегчения симптомов, связанных с избытком желудочной кислоты (HCl):

Обратите внимание, что помимо воды в этой реакции образуется соль, хлорид магния.H + ( aq ) из кислоты (сильной или слабой) соединяется с OH ( aq ) из основания (или образуется в результате реакции слабого основания с водой) с образованием H 2 О ( л ). Например, реакция между водными растворами HCl (сильная кислота) и NaOH (сильное основание) записывается следующим образом:

И HCl, и NaOH подвергаются 100% ионизации. Таким образом, полное ионное уравнение можно записать в виде:

.

Cl и Na + называются ионами-спектаторами, которые сокращаются, что дает результирующее ионное уравнение как:

Этот текст адаптирован из OpenStax Chemistry 2e, Раздел: 4.2: Классификация химических реакций.

Кислоты, основания, реакции нейтрализации и газообразования – Справочник Chem 103/104

Введение

В этом разделе продолжаются исследования химических реакций в воде. Сначала мы исследуем кислоты и основания, как сильные, так и слабые. Во-вторых, мы исследуем реакции нейтрализации. В-третьих, мы исследуем газообразующие реакции. Раздел ниже содержит более подробное описание этих тем, рабочие примеры, практические задачи и глоссарий важных терминов.

Кислотно-основные реакции

Кислотно-щелочная реакция — это реакция, в которой ион водорода H + переходит от одного химического соединения к другому. Такие реакции имеют центральное значение для многочисленных природных и технологических процессов, начиная от химических превращений, происходящих в клетках, в озерах и океанах, и заканчивая промышленным производством удобрений, фармацевтических препаратов и других веществ, необходимых обществу. Поэтому тема кислотно-основной химии заслуживает обсуждения.

В целях этого краткого введения мы рассмотрим только наиболее распространенные типы кислотно-щелочных реакций, происходящих в водных растворах. В этом контексте кислота представляет собой вещество, которое будет растворяться в воде с образованием ионов гидроксония, H 3 O + . В качестве примера рассмотрим приведенное здесь уравнение:

HCl(водн.) + H 2 O(ж) ⟶ Cl (водн. ) + H 3 O + (водн.)

Процесс, представленный этим уравнением, подтверждает, что хлороводород (также широко известный как соляная кислота) является кислотой.При растворении в воде ионы H 3 O + образуются в результате химической реакции, в которой ионы H + переходят от молекул HCl к молекулам H 2 O (рис. 1б).

Рисунок 1. Когда газообразный хлористый водород растворяется в воде, (а) он реагирует как кислота, передавая протоны молекулам воды с образованием (б) ионов гидроксония (и сольватированных ионов хлорида).

Природа HCl такова, что ее реакция с водой, как только что описана, эффективна практически на 100%: практически каждая молекула HCl, которая растворяется в воде, подвергается этой реакции.Кислоты, которые полностью реагируют таким образом, называются сильными кислотами , а HCl является одним из немногих обычных кислотных соединений, которые классифицируются как сильные (таблица 1). Запоминание этих сильных кислот настоятельно рекомендуется! Несмотря на то, что бутылка с соляной кислотой помечена как HCl (водн.), молекулы HCl практически отсутствуют в растворе из-за полной диссоциации молекулы с образованием ионов. Поэтому HCl классифицируется как сильный электролит (см. раздел «Растворение и электролиты» в предыдущем разделе), а HCl (водн.) является проводящим раствором.

Составная формула Наименование в водном растворе
HBr бромистоводородная кислота
HCl соляная кислота
Привет йодистоводородная кислота
HNO 3 азотная кислота
HClO 4 хлорная кислота
H 2 SO 4 серная кислота
Таблица 1. Общие сильные кислоты, которые нужно знать

Гораздо большее число соединений ведут себя как слабые кислоты и лишь частично реагируют с водой, оставляя большую часть растворенных молекул в их исходной форме и генерируя относительно небольшое количество ионов гидроксония. Слабые кислоты широко распространены в природе, они частично ответственны за острый вкус цитрусовых, жгучее ощущение от укусов насекомых и неприятные запахи, связанные с запахом тела.Известным примером слабой кислоты является уксусная кислота, основной ингредиент пищевых уксусов:

.

CH 3 COOH(водн.) + H 2 O(л) ⇌  CH 3 COO (водн.) + H 3 O + (0водн.)

При растворении в воде в типичных условиях только около 1% молекул уксусной кислоты находится в ионизированной форме, CH 3 COO (водн.) (рис. 2). (Использование двойной стрелки в приведенном выше уравнении обозначает аспект частичной реакции этого процесса. ) Слабые кислоты, как следует из их названия, классифицируются как слабые электролиты из-за низкой концентрации ионов в растворе. Чтобы увидеть, как они проводят электричество, вернитесь к фильмам о проводимости, представленным в предыдущем разделе.

Рисунок 2. (a) Фрукты, такие как апельсины, лимоны и грейпфруты, содержат слабокислую лимонную кислоту. б) уксус содержит слабую уксусную кислоту. (кредит a: модификация работы Скотта Бауэра; кредит b: модификация работы Brücke-Osteuropa/Wikimedia Commons)

Не только серная кислота, H 2 SO 4 , сильная кислота, но и двухосновная кислота. кислота, поскольку она содержит два протона, что является распространенным способом обозначения ионов H + , поскольку H + содержит 1 протон и 0 электронов. . Диссоциация двухосновных кислот в воде лучше всего описывается с помощью двух отдельных уравнений, первое уравнение описывает перенос одного протона в воду, а второе уравнение описывает перенос второго протона от HSO 4 (водн. ) получается в первом уравнении:

ч 2 SO 4 (AQ) + H 2 O (L) ⟶ HSO 4 (AQ) + H 3 O + (AQ) Сильная кислота, полностью диссоциированная

HSO 4 (AQ) + H 2 O (L) ⇌ SO 4 2- (AQ) + H 3 O + (AQ) Слабая кислота, частично диссоциированная

Пример 1

Написание уравнений диссоциации для кислот в воде

Напишите химическое уравнение, описывающее диссоциацию азотной кислоты HNO 3 в воде.

Раствор

HNO 3 является сильной кислотой (таблица 1) и поэтому полностью диссоциирует в воде:

HNO 3 (водн.)  +  H 2 O(ж)  ⟶   H 3 O + (водн.) +  NO 3 (009) 90 90

Проверьте свои знания

Напишите химическое уравнение, описывающее диссоциацию хлорной кислоты в воде.

Ответ:

HClO 4 (водн.)  +  H 2 O(ж)  ⟶   H 3 O + (водн.)   +  ClO 4 – (0водн.)

Пример 2

Написание уравнений диссоциации для кислот в воде

Напишите химическое уравнение, описывающее диссоциацию азотистой кислоты HNO 2 в воде.

Раствор

HNO 2 соответствует , а не в Таблице 1, поэтому является слабой кислотой и лишь частично диссоциирует в воде, отсюда и двойная стрелка в приведенном ниже уравнении.

HNO 2 (водн.)  +  H 2 O(ж)  ⇌   H 3 O+(водн.) +  NO 2 (водн.)

Проверьте свои знания

Напишите химическое уравнение, описывающее диссоциацию хлорноватистой кислоты HClO(водн.) в воде.

Ответ:

HClO(водн.) + H 2 O(л) ⇌  H 3 O + (водн. ) + ClO (водн.)

Основание представляет собой вещество, которое растворяется в воде с образованием гидроксид-ионов, OH . Наиболее распространенными основаниями являются ионные соединения, состоящие из катионов щелочных или щелочноземельных металлов (группы 1 и 2) в сочетании с ионом гидроксида, например, NaOH и Ca(OH) 2 . Когда эти соединения растворяются в воде, ионы гидроксида высвобождаются непосредственно в раствор.Например, KOH и Ba(OH) 2 растворяются в воде и полностью диссоциируют с образованием катионов (K + и Ba 2+ соответственно) и ионов гидроксида OH . Эти основания, наряду с другими гидроксидами, полностью диссоциирующими в воде, считаются сильными основаниями .

Составная формула Наименование в водном растворе
LiOH гидроксид лития
NaOH гидроксид натрия
КОН гидроксид калия
Са(ОН) 2 гидроксид кальция
Sr(OH) 2 гидроксид стронция
Ва(ОН) 2 гидроксид бария
Таблица 2. Общие прочные основания

Рассмотрим в качестве примера растворение щелочи (гидроксида натрия) в воде:

NaOH(s)   ⟶   Na + (водн.)  +  OH (водн. )

Это уравнение подтверждает, что гидроксид натрия является основанием. При растворении в воде NaOH диссоциирует с образованием ионов Na + и OH . Это также верно для любого другого ионного соединения, содержащего ионы гидроксида. Поскольку процесс диссоциации практически завершен, когда ионные соединения растворяются в воде в типичных условиях, NaOH и другие ионные гидроксиды классифицируются как сильные основания.

В отличие от ионных гидроксидов, некоторые соединения образуют гидроксид-ионы при растворении в результате химической реакции с молекулами воды. Во всех случаях эти соединения реагируют лишь частично и поэтому классифицируются как слабых оснований . Эти типы соединений также широко распространены в природе и являются важным сырьем в различных технологиях. Например, глобальное производство слабоосновного аммиака обычно превышает 100 метрических тонн в год, и он широко используется в качестве сельскохозяйственного удобрения, сырья для химического синтеза других соединений и активного ингредиента в бытовых чистящих средствах (рис. 3).При растворении в воде аммиак частично реагирует с образованием ионов гидроксида, как показано здесь:

NH 3 (водн.)  +  H 2 O(ж)  ⇌   NH 4 + (водн.) + OH (водн.)

Это по определению кислотно-щелочная реакция, в данном случае связанная с переносом ионов H + от молекул воды к молекулам аммиака. В типичных условиях только около 1% растворенного аммиака присутствует в виде ионов NH 4 + , а NH 3 (водный) является слабым электролитом.

Рисунок 3. Аммиак является слабым основанием, используемым в различных областях. (а) Чистый аммиак обычно применяется в качестве сельскохозяйственного удобрения. (b) Разбавленные растворы аммиака являются эффективными бытовыми чистящими средствами. (кредит a: модификация работы Национальной службы охраны ресурсов; кредит b: модификация работы pat00139)

Реакции нейтрализации

Реакции между сильными кислотами и основаниями

Описанные химические реакции, в которых кислоты и основания, растворенные в воде, образуют соответственно ионы гидроксония и гидроксида, по определению являются кислотно-щелочными реакциями. В этих реакциях вода служит как растворителем , так и реагентом. Реакция нейтрализации представляет собой особый тип кислотно-щелочной реакции, в которой реагентами являются кислота и основание, продуктами часто являются соль и вода, и ни один из реагентов не является самой водой:

кислота + основание ⟶ соль + вода

Чтобы проиллюстрировать реакцию нейтрализации, которая является еще одной категорией реакций двойного замещения, рассмотрим, что происходит, когда типичный антацид, такой как магнезиальное молоко (водная суспензия твердого вещества Mg(OH) 2 ), принимается внутрь для облегчения симптомов, связанных с с избытком желудочной кислоты (HCl):

Mg(OH) 2 (т) + 2 HCl (водн.) ⟶   MgCl 2 (водн.) + 2 H 2 O(л)

Обратите внимание, что помимо воды в этой реакции образуется соль, хлорид магния.При написании этих уравнений важно знать ионы, участвующие в химической реакции, и их соответствующие заряды, чтобы убедиться, что написана правильная формула для продуктов, прежде чем предпринимать какие-либо попытки сбалансировать уравнение.

Здесь гидроксид магния твердый, поэтому он должен быть записан как Mg(OH) 2 (s). Полное ионное уравнение этой реакции:

.

Mg(OH) 2 (т) + 2 H + (водн.) + 2 Cl (водн.) 2 О(л)

Исключение ионов наблюдателя Cl (водн.) дает результирующее ионное уравнение:

Mg(OH) 2 (т)  +  2 H + (водн.)   ⟶   Mg 2+ (водн.)  +  2 H 2 O(л)

Демонстрация: титрование по проводимости сильного основания сильной кислотой

Настройка. На этой демонстрации показано титрование сильного основания Ba(OH) 2 сильной кислотой (H 2 SO 4 ). Бюретка содержит 0,1 М H 2 SO 4 , а чашка содержит 0,1 М Ba(OH) 2 . Также в блюдо добавляют индикатор фенолфталеин. Этот индикатор, как мы видели в предыдущей демонстрации, бесцветен, когда раствор кислый, и розовый, когда раствор щелочной. Перед просмотром видео напишите уравнение реакции и предскажите, будет ли раствор переходить из бесцветного в розовый или из розового в бесцветный.

В этой демонстрации мы также наблюдаем проводимость, используя установку, аналогичную той, что мы использовали в демонстрации электролита ранее в этом модуле. Помните, что электричество будет течь (и зажигать лампочку), когда в растворе есть электролиты.

Прогноз. Перед просмотром видео напишите уравнение реакции для этого эксперимента и сформулируйте гипотезу о том, загорится ли лампочка и когда.

Пояснение. Реакция, происходящая в этой демонстрации:

H 2 SO 4 (водн.) + Ba(OH) 2 (водн.)  ⟶   BaSO 4 (т) + 2 H 2 O(л)

Это видео показывает, что сильное основание, Ba(OH) 2 , является сильным электролитом и проводит электричество, чтобы зажечь лампочку.Это согласуется с тем, что мы видели в нашей предыдущей демонстрации электролита. При добавлении H 2 SO 4 раствор меняет цвет с розового на бесцветный и образует твердый сульфат бария. Лампочка начинает тускнеть по мере приближения к точке эквивалентности. Точка эквивалентности – это точка, в которой все основание в чашке полностью нейтрализуется добавлением сильной кислоты. В этот момент все ионы нейтрализованы и присутствуют в виде твердой соли, поэтому в растворе больше нет подвижных ионов, способных нести заряд.Лампочка выключена. Когда после точки эквивалентности добавляется больше H 2 SO 4 , в растворе появляется избыток H + и SO 4 2- ионов, несущих заряд, и лампа снова загорается.

Реакции с участием слабых кислот и оснований

Реакции нейтрализации между слабыми кислотами и сильными основаниями также приводят к образованию соли и воды в качестве продуктов, но необходимо соблюдать осторожность при написании полного и сводного ионных уравнений, поскольку слабые кислоты лишь слегка диссоциируют в растворе.

Для иллюстрации рассмотрим реакцию между слабой кислотой HNO 2 (водн.) и сильным основанием NaOH (водн.), описанную ниже:

HNO 2 (водн.)  +  NaOH (водн.)   ⟶   NaNO 2 (водн.)  +  H 2 O(л)   общее уравнение

Поскольку HNO 2 (водн.) только частично диссоциирован и существует в основном в молекулярной форме в растворе, нелогично записывать его в виде отдельных ионов в полном ионном уравнении.Поэтому в ионных уравнениях он неизменен. Однако NaOH(aq) является сильным основанием и должен быть представлен в виде отдельных ионов, как и NaNO 2 , который является растворимой солью.

HNO 2 (AQ) + Na + (AQ) + OH (AQ) ⟶ NA + (AQ) + NO 2 (AQ) + H 2 O ( l)   полное ионное уравнение

Устранение ионов-спектаторов Na + (водн.) дает результирующее ионное уравнение:

HNO 2 (водн. )  +  OH (водн.)   ⟶   NO 2 (водн.)

Пример 3

Написание уравнений кислотно-основных реакций
Напишите сбалансированные химические уравнения (общие, полные ионные и суммарные ионные) для реакции, когда раствор гидроксида бария нейтрализуют раствором азотной кислоты.

Раствор

Двумя реагентами являются Ba(OH) 2 и HNO 3 . Поскольку это реакция нейтрализации между сильной кислотой и сильным основанием, двумя продуктами будут вода и соль, состоящая из катиона ионного гидроксида (Ba 2+ ) и аниона, образующегося, когда кислота переносит свой водородный ион ( № 3 ).

Ba(OH) 2 (водн.)  +  2 HNO 3 (водн.)   ⟶   Ba(NO 3 ) 2 (водн.) +  2 H 2 O(ж)

Полное ионное уравнение:

Ba 2+ (водн.) + 2 OH (водн. ) + 2 H + (водн.) + 2 NO 3 (водн.) 2 ⟶ 2 Ba

3 (водн.) + 2 H 2 O(л)

Ионы-спектаторы – это Ba 2+ и NO 3 , что приводит к результирующему ионному уравнению:

2 OH (водн.)  +  2 H + (водн.)   ⟶   2 H 2 O(л)

Что при наименьшем целочисленном соотношении сводится к следующему:

OH (водн.)  +  H + (водн.)   ⟶   H 2 O(л)

Это чистое ионное уравнение для любой реакции сильной кислоты и сильного основания, когда все реагенты и продукты растворимы.

Проверьте свои знания

Напишите общее, полное ионное уравнение и суммарное ионное уравнение, представляющее реакцию нейтрализации твердого гидроксида кальция и хлорной кислоты.

Ответ:

Ca(OH) 2 (т)  +  2 HClO 4 (водн.)   ⟶   Ca(ClO 4 ) 2 (водн. )

CA (OH) 2 (ы) + 2 ч + (AQ) + 2 CLO 4 (AQ) ⟶ CA 2+ (AQ) + 2 CLO 4 (водн.) + 2 H 2 O(ж) полное ионное уравнение

Ca(OH) 2 (т)  +  2 H + (водн.)   ⟶   Ca 2+ (водн.)  +  2 H 2 O(л)   результирующее ионное уравнение

9

Check Your Learning
Напишите общее, полное ионное уравнение и суммарное ионное уравнение, описывающее реакцию между слабой кислотой CH 3 COOH(водн.) и KOH(водн.).

Ответ:

CH 3 COOH(вод) + KOH(вод) ⟶   CH 3 COOK(вод) + H 2 O(ж) общее уравнение

CH 3 COOH (AQ) + K + (AQ) + OH (AQ) ⟶ CH 3 COO (AQ) + K + (AQ) + H 2 O(l) полное ионное уравнение

CH 3 COOH(водн. )  +  OH (водн.)  ⟶   CH 3 COO (водн.) + H 2 O(л) ионное уравнение

Исследуйте микроскопическое изображение сильных и слабых кислот и оснований.

Кислотно-основные газообразующие реакции

Ионные соединения, содержащие анионы карбоната, сульфита и сульфида, являются основаниями, которые реагируют с кислотами с образованием соли, воды и газа. Карбонаты образуют газообразный диоксид углерода, сульфиты металлов — газообразный диоксид серы, а сульфиды металлов — газообразный сероводород, как показано на схемах ионных реакций ниже:

CO 3 2- (AQ) + 2 ч + (AQ) → H 2 CO 3 (AQ, нестабильный) → CO 2 (G) + H 2 O ( л)

SO 3 2- (AQ) + 2 ч + (AQ) → H 2 SO 3 (AQ, нестабильный) → SO 2 (G) + H 2 O ( л)

S 2- (водн. ) + 2 H + (водн.)   →   H 2 S(g)

H 2 CO 3 (угольная кислота) и H 2 SO 3 (сернистая кислота), образующиеся при взаимодействии карбонатов и сульфитов с кислотами, обычно нестабильны при образовании в растворе в открытом контейнере и немедленно разлагаются на образуют соответствующие газ и воду.Например, при добавлении соляной кислоты к твердому карбонату кальция сразу же наблюдаются пузырьки углекислого газа. Эта химическая реакция описывается следующими общими, полными ионными и суммарными ионными уравнениями:

CaCO 3 (т)  +  2 HCl (водн.)   →   CaCl 2 (водн.) + CO 2 (г)  +  H 2 O(л) общее уравнение

CaCO 3 (т)  +  2 H + (водн.)  +  2 Cl (водн.)   →   Ca 2+ (водн.) g)  +  H 2 O(l) полное ионное уравнение

CaCO 3 (т) + 2 H + (водн. )  →   Ca 2+ (водн.) + CO 2 (г) + H 2 O(л) 90 0

ионное уравнение

Реакция сульфита кальция с соляной кислотой очень похожа на приведенную выше реакцию, общее уравнение приведено ниже:

CaSO 3 (т)  +  2 HCl (водн.)   →   CaCl 2 (водн.) + SO 2 (г)  +  H 2 O(л) общее уравнение

Общее уравнение, описывающее реакцию между сульфидом натрия и соляной кислотой, записано ниже:

Na 2 S(т) + 2 HCl(водн.)  →   2 NaCl(водн.) + H 2 S(г)

Ключевые понятия и резюме

Химические реакции классифицируются по схожим моделям поведения.В этом разделе обсуждались основные свойства кислот, оснований, реакции нейтрализации и реакции газообразования. Кислоты образуют в растворе ионы H + , а основания – ионы OH в растворе. Реакции нейтрализации происходят между кислотами и основаниями и приводят к образованию соли и воды. Термин «соль» используется для обозначения любого ионного соединения. При написании полных и сводных ионных уравнений для реакций нейтрализации между сильным основанием и слабой кислотой или между слабым основанием и сильной кислотой важно помнить, что слабые кислоты и основания в растворе не диссоциируют в значительной степени.Слабые кислоты и основания остаются нетронутыми в полном и чистом ионном уравнении.

Ионные соединения, содержащие карбонат (CO 3 2-), сульфит (SO 3 2-) и сульфид (S 2-), представляют собой основания, образующие соль, воду и газ при взаимодействии с кислоты.

Глоссарий

кислота
вещество, образующее H 3 O + при растворении в воде
кислотно-основная реакция
реакция переноса иона водорода между реагентами
основание
вещество, образующее OH при растворении в воде
реакция нейтрализации
реакция между кислотой и основанием с образованием соли и воды
сильная кислота
кислота, полностью реагирующая при растворении в воде с образованием ионов гидроксония
прочное основание
основание, которое полностью реагирует при растворении в воде с образованием ионов гидроксида
слабая кислота
кислота, которая лишь в незначительной степени реагирует при растворении в воде с образованием ионов гидроксония
слабое основание
основание, которое лишь в незначительной степени реагирует при растворении в воде с образованием ионов гидроксида
  1. Заполните и сбалансируйте следующие кислотно-щелочные уравнения:
    1. Газообразный HCl реагирует с твердым Ca(OH) 2 .
    2. Раствор Sr(OH) 2 добавляют к раствору HNO 3 .
  2. Заполните и сбалансируйте следующие кислотно-основные уравнения:
    1. Раствор HClO 4 добавляют к раствору LiOH.
    2. Водный H 2 SO 4 реагирует с NaOH.
    3. Ba(OH) 2 реагирует с газообразным HF.
  3. Завершите и сбалансируйте уравнения следующей реакции кислотно-щелочной нейтрализации.Если в качестве растворителя используется вода, запишите реагенты и продукты как водные ионы. В некоторых случаях может быть более одного правильного ответа, в зависимости от количества используемых реагентов.
    1. Mg(OH) 2 (т)  +  HClO 4 (водн.)  →
  1. (а) 2HCl(г) + Ca(OH) 2 (т) → CaCl 2 (т) + 2 H 2 O(ж)
    (б) Sr(OH) 2 ( водн.) + 2 HNO 3 (водн.) → Sr(NO 3 ) 2 (водн. ) + 2 H 2 O(л)
  2. (a) HClO 4 (водн.) + LiOH (водн.) → LiClO 4 (водн.) + H 2 O(ж)
    (b) H 2 SO 4 (водн.) + 2 NaOH(водн.) → Na 2 SO 4 (водн.) + 2 H 2 O(ж)
    (в) Ba(OH) 2 (водн.) + 2 HF(г) → BaF 2 (с) + 2 Н 2 О (л)
  3. Mg(OH) 2 (т)  +  2 HClO 4 (водн.)  →  Mg 2+ (водн.)  +  2 ClO 4 (водн.) +  5 2 H 2901 )
Комментарии
Пожалуйста, используйте эту форму, чтобы сообщить о любых несоответствиях, ошибках или других вещах, которые вы хотели бы изменить на этой странице.Мы ценим ваши комментарии. 🙂

Какая реакция между кислотой и основанием?

Кислотно-основные реакции известны как реакции нейтрализации. Они характеризуются образованием солей и воды, которые обычно имеют нейтральный уровень pH.

Конечные продукты реакции нейтрализации между кислотой и основанием могут иметь ненейтральный уровень pH, если реагенты не сбалансированы. Если есть избыток кислоты, раствор будет кислым. И наоборот, если есть избыточная база, раствор будет базовым.

Кислотно-основные реакции являются экзотермическими, так как связи разрываются и выделяется тепловая энергия. Нейтрализация является примером реакции двойного замещения, поскольку ионы кислот и оснований меняются местами во время реакции.

Многие промышленные процессы, включая химическое производство, требуют реакций нейтрализации. Таким образом можно синтезировать множество новых продуктов.

Реакции нейтрализации также часто используются для очистки от загрязнений, поскольку они могут нейтрализовать кислые стоки, которые могут случайно попасть в природу.Этот тип реакции также имеет несколько применений в сельском хозяйстве, например, при обработке кислой почвы.

Что происходит, когда происходит кислотно-щелочная реакция?

Кислотно-щелочная реакция или реакция нейтрализации является распространенным типом химической реакции, происходящей в природе.

Например, уровень pH крови человека слегка щелочной при pH 7,40. Уровень pH нашей крови может незначительно колебаться в зависимости от нашего физиологического состояния и физической активности. Углекислота (h3CO3), ион бикарбоната (HCO3–) и двуокись углерода (CO2) служат буферами для поддержания правильного баланса, как показано на рисунке ниже.

Как видите, реакции находятся в динамическом равновесии. Это означает, что реакции происходят одновременно в прямом и обратном направлении. Ионы бикарбоната соединяются с избытком ионов водорода, образуя угольную кислоту, которая, в свою очередь, разлагается на воду и углекислый газ, и наоборот.

Когда кислота вступает в реакцию с основанием, они подвергаются нейтрализации, и их противоположные уровни pH компенсируют друг друга. Происходит это за счет двойного смещения ионов или, проще говоря, смены партнеров ионами.При сбалансированной или полной химической реакции между основанием и кислотой полученный раствор (продукт) имеет уровень pH 7.

Существуют три теории, объясняющие, как происходят реакции между кислотами и основаниями:

  1. Теория Аррениуса – она основана на наблюдении, что и кислоты, и основания диссоциируют в воде на ионы. Согласно этой теории, кислоты производят ионы водорода, а основания производят ионы гидроксида. Когда эти ионы встречаются, они образуют воду, в то время как другие составляющие их ионы образуют соль.
  2. Теория Бренстеда-Лоури – это определение утверждает, что кислоты являются донорами протонов, а основания – акцепторами протонов. Это означает, что при кислотно-щелочной реакции протоны кислоты, находящиеся в форме ионов водорода, притягиваются к основанию.
  3. Теория Льюиса – согласно теории Льюиса, кислота является акцептором электронной пары, а основание – донором электронной пары. При кислотно-щелочной реакции электронная пара переходит от основания к кислоте.Это определение гораздо более гибкое по сравнению с теорией Бренстеда-Лоури.

Как отличить кислоты от оснований

Обычно кислоты и основания можно отличить по уровню pH, который можно точно и точно измерить с помощью pH-метра. Кислота имеет уровень pH ниже 7, а основание имеет pH больше 7.

Диапазон pH составляет от 0 до 14. Это логарифмическая шкала, которая выражается в единицах концентрации ионов водорода в эквивалентах водных растворов на литр.Формула для этой шкалы показана ниже.

pH = -log[H + ]

Вы также можете использовать такие индикаторы, как лакмусовая бумага, для определения кислотности или щелочности раствора. Однако использование индикаторов не является точным и точным. Оно не количественно выражено, а лишь качественно определено.

Три примера кислот и оснований

Кислоты и основания могут быть органическими и неорганическими, сильными или слабыми. Их также можно классифицировать в соответствии с тремя теориями, изложенными выше.Вот несколько примеров кислот и оснований.

Азотная кислота

Азотная кислота имеет формулу HNO 3 . По константе диссоциации классифицируется как сильная кислота. Азотная кислота в основном используется в производстве удобрений.

Молочная кислота

Молочная кислота (C 3 H 6 O 3 ) представляет собой органическую кислоту. Это побочный продукт метаболизма таких организмов, как бактерии и люди. Когда уровень кислорода низкий, организм расщепляет углеводы, а мышцы производят молочную кислоту в качестве побочного продукта.Молочная кислота отвечает за мышечную боль, которую вы можете почувствовать после тяжелой тренировки.

Серная кислота

Серная кислота — еще одна сильная неорганическая кислота. Он практически вездесущ в промышленности и используется для производства всего, от фармацевтических продуктов и моющих средств до удобрений и неорганических солей. Серная кислота имеет решающее значение при переработке нефтепродуктов и обычно используется в качестве электролита для свинцово-кислотных аккумуляторов. Он также используется в качестве реагента в производстве пластмасс.

Гидроксид лития

Гидроксид лития имеет химическую формулу LiOH. Это сильное основание, которое обычно используется в качестве электролита для литиевых батарей и в качестве чистящего средства для тканей.

Гидроксид кальция

Гидроксид кальция (Ca(OH) 2 ) в основном используется при очистке сточных вод, производстве бумаги и пищевой промышленности.

Диэтинилбензолдианион
Диетинилбензолдианион

(C 6 H 4 C 2 -4 ) представляет собой органическое основание, которое считается самым сильным из известных оснований, поскольку оно обладает таким высоким сродством к протонам.На самом деле это ион и заместитель в бензольном кольце. Диэтинилбензолдианион в основном используется в лабораториях для депротонирования слабых кислот.

Как рассчитать pH смеси кислоты и основания

рН растворов, полученных в результате реакции слабых кислот с сильными основаниями (или наоборот), не обязательно нейтрален.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.

2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск