Кислоты: состав, свойства, получение. Химия, 8–9 класс: уроки, тесты, задания.

1.	Меры предосторожности при работе с кислотами Сложность: лёгкое	1
2.	Классификация кислот Сложность: лёгкое	1
3.	Расчёт массовой доли элемента в кислоте Сложность: лёгкое	1
4.	Массовая доля растворённого вещества в растворе Сложность: среднее	2
5.	Взаимодействие кислот с металлами Сложность: среднее	2
6.	Взаимодействие кислот с основаниями Сложность: среднее	2
7.	Взаимодействие кислот с солями Сложность: сложное	3
8.	Взаимодействие кислот со смесью металлов Сложность: сложное	3
9.	Вычисления, связанные со сливанием двух растворов Сложность: сложное	3
10.	Получение кислот Сложность: среднее	2
11.	Свойства кислот Сложность: среднее	2

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

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

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

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

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

Формулы и названия некоторых кислот приведены в таблице.

Важнейшие неорганические кислоты

                                                                                 

Название кислоты	Формула кислоты	Формула кислотного остатка	Название соли этой кислоты
Фтороводородная (плавиковая)	HF	−F	Фторид
Хлороводородная (соляная)	HCl	−Cl	Хлорид
Бромоводородная	HBr	−Br	Бромид
Угольная	h3CO3	=CO3	Карбонат
Кремниевая		=SiO3	Силикат
Азотная	HNO3	−NO3	Нитрат
Ортофосфорная (фосфорная)	h4PO4	≡PO4	Ортофосфат  (фосфат)
Серная	h3SO4	=SO4	Сульфат
Сернистая	h3SO3		Сульфит
Сероводородная	h3S	=S	Сульфид

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

Кислоты и основания • Джеймс Трефил, энциклопедия «Двести законов мироздания»

Из нашего повседневного опыта мы знаем, что некоторые вещества обладают высококоррозионными свойствами. Например, если кислота из аккумулятора вашей машины попадет на одежду, она сразу же ее проест. Иногда мы используем аммиак и другие вещества для домашней уборки. Эти коррозионные вещества известны химикам как кислоты и основания. На поверхностном уровне их различить совсем не сложно. Кислоты кислые на вкус и окрашивают лакмусовую бумажку в красный цвет, щелочи же мыльные на ощупь и окрашивают лакмусовую бумажку в синий цвет. Однако химики редко довольствуются такого рода феноменологическими определениями. Они ищут ответ на вопрос «Что делает вещество кислотой или основанием на молекулярном уровне?». Вот уже больше века химики бьются над определением кислот и оснований.

Первая попытка определить понятие кислоты восходит к 1778 году. Антуан Лавуазье смог объяснить, что именно происходит при горении, опровергнув бытовавшую до того теорию о флогистоне. Содержащийся в воздухе газ, который соединяется с веществами, когда они горят, он назвал кислородом — от греческого «производящий кислоту», поскольку он считал (как потом оказалось, ошибочно), что все кислоты содержат кислород.

Определение Аррениуса

Современный подход к этой проблеме впервые сформулировал шведский химик Сванте Аррениус (Svante Arrhenius, 1859–1927). Его определение, выдвинутое в 1877 году, было очень простым: если некоторое вещество при растворении в воде высвобождает ион водорода (то есть протон, Н

+), значит это кислота. Если же при растворении в воде высвобождается гидроксид-ион (ОН^–), то это основание. Согласно этому определению, аккумуляторная кислота, представляющая собой водный раствор серной кислоты (H₂SO₄), является кислотой, потому что атомы водорода серной кислоты в растворе становятся ионами водорода. Соответственно, гидроксид натрия (NaOH) является основанием, так как в воде он высвобождает гидроксид-ион. Это определение объясняет, почему кислоты и основания нейтрализуют друг друга. Когда гидроксид-ион встречается с ионом водорода, они соединяются с образованием H₂O, обычной воды.

Между прочим, Аррениус активно участвовал в дискуссии о внеземном разуме (см. Парадокс Ферми). Он был сторонником теории панспермии — гипотезы о том, что жизнь с планеты на планету могут переносить микроорганизмы, перемещающиеся через космос, а значит, достаточно было жизни развиться лишь однажды, а не на каждой планете, где она есть. На смену этой гипотезе пришла теория

направленной панспермии, в соответствии с которой где-то в Галактике существует цивилизация, которая рассылает зародыши жизни с целью заселения подходящих планет. Однако все эти теории только отодвигают решение проблемы происхождения жизни, потому что всё равно остается вопрос, как жизнь зародилась в самом первом месте.

Определение Брёнстеда—Лаури

Определение Аррениуса довольно точное, но область его применения ограниченна — оно годится только для водных растворов (веществ, растворенных в воде). Вот пример реакции, на которую не распространяется определение Аррениуса: если вы поместите рядом сосуды с соляной кислотой (HCl) и аммиаком (NH₃), вы увидите белый дымок над сосудами. Пары аммиака и соляной кислоты смешиваются в воздухе над сосудами, и происходит химическая реакция

    NH₃ + HCl → NH₄Cl,

в которой кислота и основание соединяются с образованием хлорида аммония. Поскольку в этой реакции не участвует вода, определение Аррениуса здесь просто неприменимо.

В 1923 году датский химик Йоханнес Николаус Брёнстед (Johannes Nicolaus Brønsted, 1879–1947) и британский химик Томас Мартин Лаури (Thomas Martin Lowry, 1874–1936) предложили новое определение. В соответствии с ним кислота представляет собой молекулу или ион, способные отдавать протон (то есть ион водорода, H⁺), а основание представляет собой молекулу или ион, способные принимать протон. Если рассматриваемая реакция протекает в водной среде, это определение по сути то же, что и определение, предложенное Аррениусом, однако оно распространяется также на реакции, протекающие в отсутствие воды, такие как образование хлорида аммония, описанное выше.

Определение Льюиса

Наконец, последнее обобщение сделало определение кислот и оснований не зависящим не только от присутствия воды, но и от образования протонов. Его выдвинул в 1923 году американский химик Гилберт Ньютон Льюис (Gilbert Newton Lewis, 1875–1946). Это определение основано на том, каким способом образуются химические связи в химических реакциях между кислотами и основаниями, а не на том, присоединяются или отдаются протоны. По Льюису, кислота — это химическое соединение, способное принимать электронную пару с последующим образованием ковалентной связи, а основание — это соединение, способное отдавать электронную пару.

Определение Льюиса включает в себя оба более ранних определения, а также объясняет те реакции, в которых не участвует водород. Например, когда диоксид серы реагирует с ионом кислорода с образованием серного ангидрида (эта реакция играет немаловажную роль в образовании кислотных дождей), ион кислорода отдает два электрона для образования ковалентной связи — иными словами, ведет себя как основание, в то время как диоксид серы принимает электроны и, следовательно, ведет себя как кислота. Эта реакция, протекающая без протона и без воды, подходит под определение Льюиса, но не подходит ни под одно из предшествующих определений.

Показатель pH: измерение кислотности

Для водных растворов широко используется система определения концентрации кислоты или основания, которая лучше всего может быть объяснена в терминах теории Брёнстеда—Лаури. В чистой воде в каждый момент времени какие-то молекулы H₂O диссоциируют на ионы водорода (H⁺) и гидроксид-ионы (OH^–), и одновременно с этим какие-то соседние ионы H⁺ и OH^– соединяются с образованием молекул воды. Таким образом, в воде всегда присутствуют ионы водорода (протоны). Молярная концентрация (см. Закон Авогадро) водорода в чистой воде составляет 10^–7 моль на литр. Это означает, что одна молекула H₂O из каждых 10 миллионов находится в форме ионов.

Условились считать, что водородный показатель pH (сокр. от англ. «power of hydrogen» — «степень водорода») чистой воды равен 7 — это математический показатель степени из выражения 10^–7, взятый с положительным знаком. Мы можем повысить концентрацию ионов водорода в воде, добавив кислоту. Например, если мы добавим в чистую воду соляную кислоту (HCl), концентрация ионов водорода возрастет. Если мы достигнем точки, в которой молярная концентрация составляет 10^–1 моль на литр, мы получим примерное значение кислотности желудочного сока. pH этого раствора составит 1. Таким образом, pH ниже 7 характеризует кислоту, и чем меньше значение pH, тем сильнее кислота.

Подобным образом можно понизить концентрацию ионов водорода в чистой воде, добавив основание (ионы OH^– основания будут реагировать с ионами H⁺ с образованием молекул воды). Так, у аммиака, применяемого в домашнем хозяйстве, молярная концентрация ионов водорода составляет всего 10^–11 моль на литр, и, следовательно, pH равен 11. А поскольку pH больше 7, это основание.

Страница не найдена — Портал Продуктов Группы РСС

Сообщите нам свой адрес электронной почты, чтобы подписаться на рассылку новостного бюллетеня. Предоставление адреса электронной почты является добровольным, но, если Вы этого не сделаете, мы не сможем отправить Вам информационный бюллетень. Администратором Ваших персональных данных является Акционерное Общество PCC Rokita, находящееся в Бжег-Дольном (ул. Сенкевича 4, 56-120 Бжег-Дольный, Польша ). Вы можете связаться с нашим инспектором по защите личных данных по электронной почте: .

Мы обрабатываем Ваши данные для того, чтобы отправить Вам информационный бюллетень — основанием для обработки является реализация нашей законодательно обоснованной заинтересованности или законодательно обоснованная заинтересованность третьей стороны – непосредственный маркетинг наших продуктов / продуктов группы PCC .

Как правило, Ваши данные мы будем обрабатывать до окончания нашего с Вами общения или же до момента, пока Вы не выразите свои возражения, либо если правовые нормы будут обязывать нас продолжать обработку этих данных, либо мы будем сохранять их дольше в случае потенциальных претензий, до истечения срока их хранения, регулируемого законом, в частности Гражданским кодексом.

В любое время Вы имеете право:

• выразить возражение против обработки Ваших данных;
• иметь доступ к Вашим данным и востребовать их копии;
• запросить исправление, ограничение обработки или удаление Ваших данных;
• передать Ваши персональные данные, например другому администратору, за исключением тех случаев, если их обработка регулируется законом и находится в интересах администратора;
• подать жалобу Президенту Управления по защите личных данных.

Получателями Ваших данных могут быть компании, которые поддерживают нас в общении с Вами и помогают нам в ведении веб-сайта, внешние консалтинговые компании (такие как юридические, маркетинговые и бухгалтерские) или внешние специалисты в области IT, включая компанию Группы PCC .

Больше о том, как мы обрабатываем Ваши данные Вы можете узнать из нашего Полиса конфиденциальности.

Кислоты: химические свойства и получение

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

Кислоты – сложные вещества, которые при взаимодействии с водой образуют в качестве катионов только ионы Н⁺ (или Н₃О⁺).

По растворимости в воде кислоты можно поделить на растворимые и нерастворимые. Некоторые кислоты самопроизвольно разлагаются и в водном растворе практически не существуют (неустойчивые). Подробно про классификацию кислот можно прочитать здесь.

 

 

 

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой. При этом с водой реагируют при обычных условиях только те оксиды, которым соответствует кислородсодержащая растворимая кислота. 

 

кислотный оксид + вода = кислота

 

Например, оксид серы (VI) реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO₃  +  H₂O  →  H₂SO₄

 

При этом оксид кремния (IV)  с водой не реагирует:

SiO₂  +  H₂O ≠

 

2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.

Неметалл + водород = бескислородная кислота

Например, хлор реагирует с водородом:

H₂⁰ + Cl₂⁰ → 2H⁺Cl^—

 

3. Электролиз растворов солей. Как правило, для получения кислот электролизу подвергают растворы солей, образованных кислотным остатком кислородсодержащих  кислот. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

Например, электролиз раствора сульфата меди (II):

2CuSO₄ + 2H₂O  →  2Cu + 2H₂SO₄  +  O₂

 

4. Кислоты образуются при взаимодействии других кислот с солями. При этом более сильная кислота вытесняет менее сильную.

Например: карбонат кальция CaCO₃  (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

CaCO₃ + H₂SO₄  →  CaSO₄ + H₂O + CO₂

5. Кислоты можно получить окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями.

Например, концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

P  + 5HNO₃  →  H₃PO₄  + 5NO₂  + H₂O

 

 

1. В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода Н⁺ и анионы кислотных остатков. При этом сильные кислоты диссоциируют почти полностью, а слабые кислоты диссоциируют частично.

Например, соляная кислота диссоциирует почти полностью:

 

HCl  →  H⁺  +  Cl^–

 

Если говорить точнее, происходит протолиз воды, и в растворе образуются ионы гидроксония:

HCl  + H₂O  →  H₃O⁺  +  Cl^–

 

Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато.

Например, сернистая кислота диссоциирует в две ступени:

H₂SO₃  ↔ H⁺ + HSO_3^–

HSO₃^– ↔ H⁺ + SO₃^2–

 

2. Кислоты изменяют окраску индикатора. Водный раствор кислот окрашивает лакмус в красный цвет, метилоранж в красный цвет. Фенолфталеин не изменяет окраску в присутствии кислот.

 

3. Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами.

С нерастворимыми основаниями и соответствующими им оксидами взаимодействуют только растворимые кислоты.

нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

основный оксид + растворимая кислота = соль + вода

 

Например, гидроксид меди (II) взаимодействует с растворимой бромоводородной кислотой:

 Cu(OH)₂ + 2HBr  →  CuBr₂ + 2H₂O

 

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.

Cu(OH)₂ + H₂SiO₃ ≠

 

С сильными основаниями (щелочами) и соответствующими им оксидами реагируют любые кислотами.

 

 

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  +  H₃PO₄  →   NaH₂PO₄ + H₂O

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

2NaOH  +  H₃PO₄  →  Na₂HPO₄ + 2H₂O

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

3NaOH  +  H₃PO₄  →  Na₃PO₄ + 3H₂O

 

 

4. Растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Растворимая кислота + амфотерный оксид  = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный гидроксид  = соль + вода

Например, уксусная кислота взаимодействует с гидроксидом алюминия:

3CH₃COOH + Al(OH)₃  →  (CH₃COO)₃Al + 3H₂O

 

 

5. Некоторые кислоты являются сильными восстановителями. Восстановителями являются кислоты, образованные неметаллами в минимальной или промежуточной степени окисления, которые могут повысить свою степень окисления (йодоводород HI, сернистая кислота H₂SO₃  и др.).

Например, йодоводород можно окислить хлоридом меди (II):

4HI^— + 2Cu⁺² Cl₂ → 4HCl  +  2Cu⁺I + I₂⁰

 

6. Кислоты взаимодействуют с солями.

Кислоты реагируют с растворимыми солями только при условии, что в продуктах реакции присутствует газ, вода, осадок или другой слабый электролит. Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

Кислота₁ + растворимая соль₁ = соль₂ + кислота₂/оксид + вода

 

 

Например, соляная кислота взаимодействует с нитратом серебра в растворе:

Ag⁺NO₃^— + H⁺Cl^— → Ag⁺Cl^—↓ + H⁺NO₃^—

Кислоты реагируют и с нерастворимыми солями. При этом более сильные кислоты  вытесняют менее сильные кислоты из солей.

Например,  карбонат кальция (соль угольной кислоты), реагирует с соляной кислотой (более сильной, чем угольная):

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O  + CO₂

 

7. Кислоты взаимодействуют с кислыми и основными солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные из кислых солей. Либо кислые соли реагируют с кислотами с образованием более кислых солей. 

кислая соль₁ + кислота₁ = средняя соль₂ + кислота₂/оксид + вода

Например, гидрокарбонат калия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида калия, углекислого газа и воды:

KHCO₃ + HCl →  KCl  +  CO₂ + H₂O

Ещё пример: гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:

H₃PO₄ +  K₂HPO₄  →  2KH₂PO₄ 

 

При взаимодействии основных солей с кислотами образуются средние соли. Более сильные кислоты также вытесняют менее сильные из солей.

Например, гидроксокарбонат меди (II) растворяется в серной кислоте:

2H₂SO₄ +  (CuOH)₂CO₃  →  2CuSO₄  + 3H₂O  +  CO₂

 

Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.

Например, гидроксохлорид алюминия взаимодействует с соляной кислотой:

Al(OH)Cl₂ +  HCl  →  AlCl₃  + H₂O 

 

8. Кислоты взаимодействуют с металлами.

При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Однако минеральные кислоты и кислоты-окислители взаимодействуют по-разному.

К минеральным кислотам относятся соляная кислота HCl, разбавленная серная кислота H₂SO₄, фосфорная кислота H₃PO₄, плавиковая кислота HF, бромоводородная HBr и йодоводородная кислоты HI.

Такие кислоты взаимодействуют только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

 

 

При взаимодействии минеральных кислот с металлами образуются соль и водород:

минеральная кислота + металл = соль + H₂↑

 

Например, железо взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

Fe + 2H⁺Cl  →  Fe⁺²Cl₂ + H₂⁰

 

Сероводородная кислота H₂S, угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и кремниевая H₂SiO₃ с металлами не взаимодействуют.

Кислоты-окислители (азотная кислота HNO₃ любой концентрации и серная концентрированная кислота H₂SO_4(конц)) при взаимодействии с металлами водород не образуют, т.к. окислителем выступает не водород, а азот или сера. Продукты восстановления азотной или серной кислот бывают различными. Определять их лучше по специальным правилам. Эти правила подробно разобраны в статье Окислительно-восстановительные реакции. Я настоятельно рекомендую выучить их наизусть.

 

9. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.

Угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и азотистая HNO₂ кислоты разлагаются самопроизвольно, без нагревания:

H₂CO₃  →   H₂O + CO₂

H₂SO₃  →   H₂O + SO₂

2HNO₂  →  NO + H₂O + NO₂

 

Кремниевая H₂SiO₃, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:

H₂SiO₃  →   H₂O + SiO₂

2HI  →   H₂  +  I₂

Азотная кислота HNO₃ разлагается при нагревании или на свету:

4HNO₃  →  O₂ + 2H₂O + 4NO₂

 

 

Кислоты: классификация и химические свойства

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

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

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

	К И С Л О Т Ы
Одноосновные	Двухосновные	Трехосновные
HNO3 азотная  HF фтороводородная  HCl хлороводородная  HBr бромоводородная  HI иодоводородная	H2SO4 серная  H2SO3 сернистая  H2S сероводородная  H2CO3 угольная  H2SiO3 кремниевая	H3PO4 фосфорная

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

Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.

Кислотные остатки могут состоять из одного атома  (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO_3, -PO_4, -SiO₃) – это сложные остатки.

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

H₂SO₄ + CuCl₂  → CuSO₄ + 2 HCl↑

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

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

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

Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO₃ –  азотная, HNO₂ – азотистая.

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

H₂ + Cl₂ → 2 HCl;

H₂ + S → H₂S.

Растворы полученных газообразных веществ HCl  и H₂S и являются кислотами.

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

Химические свойства кислот

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

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

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

H₂SO₄ + Ca(OH)₂  → CaSO₄ + 2 H₂O.

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

H₃PO₄ + Fe₂O₃ → 2 FePO₄ + 3 H₂O.

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

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

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

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

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑;

Cu + 4HNO₃ → CuNO₃ + 2 NO₂  + 2 H₂O.

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

Зарегистрироваться

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

Классификация и характерные химические свойства кислот.

Классификация кислот

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

Кислородсодержащие	Бескислородные
H3PO4,HNO3,HNO2,H2SO4,H3PO4,H2CO3,H2CO3, HClO4 все органические кислоты (HCOOH, CH3COOH  и т.д.)	HF, HCl, HBr, HI, H2S

2) Основность кислоты

Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H⁺, а также замещаться на атомы металла:

одноосновные	двухосновные	трехосновные
HBr, HCl, HNO3, HNO2, HCOOH, CH3COOH	H2SO4, H2SO3, H2CO3, H2SiO3	H3PO4

3) Летучесть

Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.

Летучие	Нелетучие
H2S, HCl, CH3COOH, HCOOH	H3PO4, H2SO4, высшие карбоновые кислоты

4) Растворимость

Растворимые	Нерастворимые
HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2SO3, H2SO4, HNO3, HNO2, H3PO4, H2CO3, CH3COOH, HCOOH	H2SiO3, высшие карбоновые кислоты

5) Устойчивость

Устойчивые	Неустойчивые
H2SO4, H3PO4, HCl, HBr, HF	H2CO3, H2SO3

6) Способность к диссоциации

хорошо диссоциирующие (сильные)	малодиссоциирующие (слабые)
H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4	H2CO3, H2SO3, H2SiO3

7) Окисляющие свойства

слабые окислители (проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H+)	сильные окислители (проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента)
практически все кислоты кроме HNO3 и H2SO4 (конц.)	HNO3 любой концентрации, H2SO4 (обязательно концентрированная)

Химические свойства кислот

1. Способность к диссоциации

Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:

либо в таком виде: HCl = H⁺ + Cl^—

либо в таком: HCl → H⁺ + Cl^—

По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.

В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать  в уравнении вместо знака  две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:

CH₃COOH  CH₃COO^— + H⁺

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H⁺ :

H₃PO₄  H⁺ + H₂PO₄^—

H₂PO₄^—  H⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2-  H⁺ + PO₄^3-

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H₃PO₄ диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H₂PO₄^— , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO₄^2-. Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков,  вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H⁺.

Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:

H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2-

2. Взаимодействие кислот с металлами

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H₂SO_4(конц.) и HNO₃) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только  за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

H₂SO_4(разб.) + Zn  ZnSO₄ + H₂

2HCl + Fe  FeCl₂ + H₂

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H₂SO₄ (конц.) и HNO₃, то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты реагируют с  основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:

H₂SO₄ + ZnO ZnSO₄ + H₂O

6HNO₃ + Fe₂O₃ 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

H₂SiO₃ + FeO ≠

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH H₂O + NaCl

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃  Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

5. Взаимодействие кислот с солями

Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:

H₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ BaSO₄↓ + 2HNO₃

CH₃COOH + Na₂SO₃ CH₃COONa + SO₂↑ + H₂O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO₃ и концентрированной H₂SO₄  без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной  и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого  зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.

Высокая окислительная способность концентрированной серной  и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:

4HCl + MnO₂ MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

16HBr + 2KMnO₄ 2KBr + 2MnBr₂ + 8H₂O + 5Br₂

14НI + K₂Cr₂O₇ 3I₂↓ + 2Crl₃ + 2KI + 7H₂O

Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.

6HI + Fe₂O₃ 2FeI₂ + I₂↓ + 3H₂O

2HI + 2FeCl₃ 2FeCl₂ + I₂↓ + 2HCl

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H₂S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:

2H₂S + SO₂  3S↓+ 2H₂O

Определение и примеры в химии

Кислота — это химическое соединение, которое отдает протоны или ионы водорода и / или принимает электроны. Большинство кислот содержат связанный атом водорода, который может высвобождаться (диссоциировать) с образованием катиона и аниона в воде. Чем выше концентрация ионов водорода, производимых кислотой, тем выше ее кислотность и ниже pH раствора.

Слово acidus происходит от латинских слов acidus или acere , которые означают «кислый», поскольку одна из характеристик кислот в воде — кислый вкус (напр.г., уксус или лимонный сок).

В этой таблице представлен обзор основных свойств кислот по сравнению с основаниями.

Обзор кислотных и основных свойств
Имущество	Кислота	База
pH	менее 7	больше 7
лакмусовая бумага	от синего к красному	не меняет лакмусовую бумажку, но может вернуть кислотную (красную) бумагу обратно в синюю
вкус	кислый (e.г., уксус)	горькое или мыльное (например, пищевая сода)
запах	ощущение жжения	часто без запаха (исключение — аммиак)
текстура	липкий	скользкая
реактивность	реагирует с металлами с образованием газообразного водорода	реагирует с несколькими жирами и маслами

Кислоты Аррениуса, Бренстеда-Лоури и Льюиса

Есть разные способы определения кислот.Под «кислотой» обычно подразумевается кислота Аррениуса или Бренстеда-Лоури. Кислоту Льюиса обычно называют «кислотой Льюиса». Причина различий в определениях заключается в том, что эти разные кислоты не включают один и тот же набор молекул:

• Кислота Аррениуса : Согласно этому определению кислота — это вещество, которое увеличивает концентрацию ионов гидроксония (H ₃ O ⁺ ) при добавлении в воду. Вы также можете рассмотреть возможность увеличения концентрации иона водорода (H ⁺ ) в качестве альтернативы.
• Кислота Бренстеда-Лоури : Согласно этому определению кислота — это материал, способный действовать как донор протонов. Это менее ограничительное определение, потому что растворители, кроме воды, не исключаются. По существу, любое соединение, которое может быть депротонировано, представляет собой кислоту Бренстеда-Лоури, включая обычные кислоты, а также амины и спирт. Это наиболее широко используемое определение кислоты.
• Кислота Льюиса : Кислота Льюиса — это соединение, которое может принимать электронную пару с образованием ковалентной связи.Согласно этому определению, некоторые соединения, не содержащие водорода, квалифицируются как кислоты, включая трихлорид алюминия и трифторид бора.

Примеры кислот

Это примеры типов кислот и конкретных кислот:

• Аррениусовая кислота
• Кислота монопротоновая
• Кислота Льюиса
• Кислота соляная
• Серная кислота
• Плавиковая кислота
• Уксусная кислота
• Желудочная кислота (содержащая соляную кислоту)
• Уксус (содержащий уксусную кислоту)
• Лимонная кислота (содержится в цитрусовых)

Сильные и слабые кислоты

Кислоты можно определить как сильные или слабые в зависимости от того, насколько полно они диссоциируют на ионы в воде.Сильная кислота, такая как соляная кислота, полностью диссоциирует на ионы в воде. Слабая кислота только частично диссоциирует на ионы, поэтому раствор содержит воду, ионы и кислоту (например, уксусную кислоту).

Узнать больше

Смотри: В чем разница между кислотами и основаниями?

Что такое кислота в химии? — Определение и обзор — Видео и стенограмма урока

Как работают кислоты

Шкала pH — это шкала, которая используется для представления уровня кислотности в растворе.Раствор с pH 7 является нейтральным, раствор с pH ниже 7 является кислотой, а раствор с pH выше 7 является основанием. Кислота диссоциирует или распадается и отдает протоны или ионы водорода в водном растворе, в то время как основание отдает ионы гидроксида в растворе. Вода, например, нейтральна с pH 7. Когда добавляются кислоты, они выделяют больше ионов водорода в раствор, и это вызывает падение pH раствора. Повторяю: больше ионов водорода равняется более низкому pH и более кислому раствору.

Кислота выделяет ионы водорода в растворе

Слабые и сильные кислоты

Все кислоты выделяют ионы водорода в растворы. Количество ионов, которые высвобождаются из расчета на одну молекулу, определяет, является ли кислота слабой или сильной. Слабые кислоты — это кислоты, которые частично высвобождают присоединенные атомы водорода. Эти кислоты могут снижать pH за счет диссоциации ионов водорода, но не полностью.Слабые кислоты включают уксусную кислоту , которая представляет собой уксус, и лимонную кислоту , содержащуюся в апельсинах и лимонах.

Сильные кислоты , с другой стороны, полностью диссоциируют и высвобождают ВСЕ свои атомы водорода. Это означает, что сильные кислоты, как правило, более эффективно снижают pH раствора. Есть только 7 сильных кислот, включая соляную кислоту , которую можно найти в желудке, и серную кислоту , коррозионную кислоту, содержащуюся в таких вещах, как автомобильные аккумуляторы и удобрения.

Многие молекулы могут действовать как кислоты, даже если они в основном не используются как кислоты. Например, аденозинтрифосфат , или АТФ, представляет собой молекулу, используемую в организме для получения энергии. Но при добавлении в раствор АТФ также выделяет ионы водорода, что означает, что он также может считаться кислотой. Точно так же аминокислоты , которые являются строительными блоками белков, также выделяют небольшое количество ионов водорода в водные растворы.

Кислоты и человеческое тело

Один из самых интересных способов взглянуть на кислоты — это их использование в организме человека.Многие процессы, происходящие в организме, требуют кислоты для их поддержания. Примеры включают:

• соляную кислоту , которая вырабатывается в желудке для улучшения пищеварения.
• Жирные кислоты , которые высвобождаются, когда организм расщепляет жиры для получения энергии.
• Аминокислоты , которые используются для производства белков в организме.
• Нуклеиновые кислоты , которые отвечают за нашу генетическую структуру.

Другие общие характеристики кислот

Существуют и другие распространенные способы, которыми характеристики кислот проявляются в повседневной жизни и в химии. Например:

1) Они меняют синюю лакмусовую бумагу на красную

2) Они кислые на вкус в водных растворах

3) Они могут образовывать соли в результате реакций с некоторыми металлами и основаниями

Краткое содержание урока

Кислоты являются химическими агентами которые выделяют ионы водорода при добавлении в воду.Шкала pH используется для отображения уровня кислотности данного раствора. При использовании шкалы pH большее количество ионов водорода соответствует более низкому pH и более кислому раствору. Кислоты можно разделить на слабые или сильные, в зависимости от количества ионов водорода, которые диссоциируют при помещении кислоты в воду. Уксусная кислота является примером слабой кислоты, а соляная кислота , которая содержится в желудке, классифицируется как сильная кислота.

Кислоты также играют важную роль в организме человека, например, в построении белков, которые состоят из аминокислот .Кислоты являются ключевой характеристикой практически всех растворов. Это включает в себя кислые на вкус растворы, использование лакмусовой бумаги для проверки кислотности и кислотные реакции, которые приводят к образованию солей.

SD-фон

Кислоты и основания Кислоты и основания в некотором смысле химические противоположности.Добавление кислоты к основанию разрушает химическую идентичность и свойства основания, а добавление основания к кислоте разрушает идентичность и свойства кислоты. Произошедшее от латинского слова acere , означающего «кислый», кислоты были обнаружены и определены не меньшим ученым, чем Роберт Бойль, который в 1663 году обнаружил, что кислоты изменяют цвет растительного красителя под названием лакмус . При извлечении этот краситель имеет синий цвет, но при добавлении кислоты краситель становится красным.Это был первый легкий тест , или тест на кислоты. Как и следовало ожидать, основания превращают лакмусовый краситель из красного в синий, и лакмусовая бумага все еще используется по сей день для определения относительного количества кислоты или основания в растворе. Однако со времен Бойля было обнаружено гораздо больше красителей и окрашивающих веществ, которые также меняют цвет при воздействии кислот и / или оснований. Эти индикаторы , как следует из их названия, «указывают», является ли раствор кислотным или основным. Когда к основанию добавлено достаточно кислоты, чтобы «не совсем окрасить литум в красный или синий цвет», свойства полученного раствора не являются ни кислотными, ни основными, а нейтральными . Говорят, что если кислота «разрушает» основание, нейтрализует его. Процесс называется нейтрализацией . Что такое кислоты? В 1810 году сэр Хэмфри Дэви писал, что «Согласно этой идее, соляная кислота может рассматриваться как имеющая водород…. за его подкисляющий принцип «, утверждение, которое обычно считается означающим, что он считал, что кислоты получают свои свойства из некоторого свойства «водорода». Но он не мог пойти дальше с этой идеей. Юстус Либих развил идею Дэви на один шаг дальше, когда предположил, что кислота имеет в составе своей структуры своего рода «водород», который при определенных обстоятельствах может быть заменен металлом. Одним из свойств кислот, отмеченных исследователями, была их способность выделять водород при контакте со многими металлами.Хотя эта идея просуществовала около 50 лет, она не могла предложить механистического объяснения свойств кислот и оснований, и поэтому в конечном итоге была заменена идеями … … Сванте Аррениус. Этот важный ученый и химик опубликовал две статьи о кислотах и ​​основаниях, а также более раннюю работу по идее «теории диссоциации электролитов», в которой в основном говорилось, что: Диссоциация «КИСЛОТА — это любое химическое вещество, которое производит и передает ион водорода (H + ) в раствор. « где as … «A BASE — это любое химическое вещество, которое производит и передает ион гидроксида (OH — ) в раствор. » Эта идея, вероятно, возникла из его более ранней идеи о том, что некоторые химические вещества могут «распадаться» на две неравные части, одна несет чистый положительный заряд, а другая — чистый отрицательный заряд. Это хорошо понятый и принятый сегодня принцип (хотя и не во времена Аррениуса!) диссоциации . Эти неравные части, одна с положительным зарядом, а другая с отрицательным, теперь называются ионами . Применяя идею диссоциации к кислотам и основаниям, Аррениус предположил, что любая кислота будет делать следующее: Таким образом, кислоты производят два иона … … один из которых будет ионом водорода. В то время как основания также производят два иона, таким образом … … одним из которых будет гидроксил-ион Когда кислота была смешана с основанием, согласно Аррениусу, ионы водорода вступали бы в реакцию с гидроксильными ионами, образуя молекулу воды и, таким образом, анигилируя друг друга. Это было бы основой наблюдаемого «разрушения» или нейтрализации, которое происходило при смешивании кислот и оснований. Однако с этим простым и элегантным объяснением кислот и оснований была одна огромная проблема: протон не может и не существует сам по себе больше, чем крошечный фрактон крошечной доли секунды, поэтому, независимо от того, насколько сильно кислоты, концентрация ионов водорода в водном растворе будет настолько мала, что ее практически не будет. Если кислоты легко расщепляются на отрицательные ионы и ионы водорода (протоны), эти ионы водорода немедленно поглощаются молекулами растворителя, такими как вода, и … ээ … исчезают? Bronsted and Lowry Томас Мартин Лоури, сын армейского капеллана, получил образование в Лондоне и какое-то время был помощником Генри Армстронга. Но в 1904 году он стал главой химии в Вестминстерском учебном колледже, а затем переехал в больницу Гая, чтобы возглавить весь химический факультет.Эта карьера еще не закончилась, поскольку в 1920 году Кембриджский университет назначил его первым профессором физической химии. Примерно в то же время (но независимо друг от друга) Йоханнес Николаус Бронстед (из Дании) и Томас Мартин Лоури (из Англии) предложили способ решения этой проблемы протонов. Они (более или менее) сказали, что: «КИСЛОТА — это любое химическое вещество, из которого можно удалить ион водорода (H + ). « где as … «A BASE » — это любое химическое вещество, способное отобрать протон у кислоты. « Проще говоря: Кислоты отдают протоны Базы принимают протоны В нормальных условиях кислоты без проблем удерживают свои протоны (они не диссоциируют случайным образом или легко, как думал Аррениус), но когда они вступают в контакт с основаниями, основание отрывает протон от кислоты. «Сильному» основанию не составит труда отобрать протон у кислоты, тогда как «более слабому» основанию будет не так просто. «Слабым», но очень важным основанием является сама молекула воды. Если HCl (хлористый водород) растворяется в воде, происходит следующее: HCl — это «кислота», поскольку протон отдается или удаляется. В то время как молекула воды является «основанием», поскольку именно она принимает протон. На диаграмме выше стрелка указывает только в одну сторону, в направлении движения протона от HCl к воде.Но в химии такая реакция может идти и вспять, в обратном направлении. Когда это происходит, молекула H 3 O + становится донором протона, и, следовательно, «кислота» и ион Cl — становятся «основанием» . Строго говоря, «кислотно-основная» реакция — это динамический и повторяющийся обмен протоном между двумя разными основаниями (в данном случае H 2 O и Cl — ). Наука @ на расстоянии © 2003, профессор Джон Бламир

Кислота и основание — разница и сравнение

Основания — химическая противоположность кислот. Кислоты определяются как соединения, которые отдают ион водорода (H ⁺ ) другому соединению (так называемому основанию ). Традиционно кислотой (от латинского acidus или acere , что означает кислый) было любое химическое соединение, которое при растворении в воде дает раствор с активностью ионов водорода, большей, чем в чистой воде, то есть с pH менее 7,0. Соответственно, основание представляло собой любое соединение, которое при растворении в воде дает раствор с активностью ионов водорода ниже, чем у чистой воды, т.е.е. pH выше 7,0 при стандартных условиях.

Растворимое основание также называется щелочью . Реакция между кислотой и основанием называется нейтрализацией, и эта нейтрализация приводит к образованию воды и соли. Летучие жидкости (кислоты) при смешивании со специфическими веществами превращаются в соли. Эти вещества образуют конкретную основу, отсюда и произошло название «база». Кислоты обычно являются донорами H +, а основания — акцепторами H +.

Таблица сравнения

.

Таблица сравнения кислоты и основания

	Кислота	Основание
Определение	Аррениуса Определение: Кислота — это любое химическое соединение, которое при растворении в воде дает раствор с активностью ионов водорода, большей, чем в чистой воде.Определение Бронстеда Лоури: Кислота — это вещество, которое отдает протон.	Arrhenius Определение: Основа — это водное вещество, которое может принимать ионы водорода. Определение Бронстеда Лоури: Основание — это любое вещество, которое принимает протон.
pH (мера концентрации ионов водорода в растворе)	Менее 7,0.	Больше 7.0 и может увеличиваться до 14 в случае более сильных баз.
Физические характеристики	В зависимости от температуры кислоты могут находиться в твердой, жидкой или газообразной форме. Вкус кислый.	Базы кажутся скользкими из-за реакции основы с маслом вашей руки. Часто твердые вещества, за исключением аммиака, который является газом. Вкус горький.
Прочность	зависит от концентрации ионов гидроксония	зависит от концентрации гидроксид-ионов
Фенолфталеин	остается бесцветным	Делает розовый
Другие свойства	Электролиты, проводят электричество (потому что электролиты), вступают в реакцию со многими металлами.	Электролиты проводят электричество, от нерастворимых до настолько растворимых, что они могут вступать в реакцию с водяным паром.
Диссоциация	Ионы водорода, свободные от кислот (H +), при смешивании с водой.	При смешивании с водой образует свободные ионы гидроксида (ОН-).
Химическая формула	Кислота имеет химическую формулу с H в начале.Например, HCl (соляная кислота). Из его правила есть одно исключение: Ch4COOH = уксусная кислота (уксус)	Основание имеет химическую формулу с ОН на конце. Например, NaOH (гидроксид натрия).
Примеры	Уксусная кислота, т.е. Ch4COOH и серная кислота	Гидроксид натрия (NAOH) и аммиак (Nh4)
Лакмусовая бумажка	Кислоты меняют лакмусовую бумажку на красный.	Основы меняют лакмусовую бумагу синего цвета.

Свойства кислот и оснований

Основа оставляет ощущение скользкости на пальцах и горький вкус. Они меняют лакмусовую бумажку на синий. Кислоты имеют кислый привкус и вызывают чувство покалывания на слизистых оболочках. Они меняют лакмусовую бумажку на красный. Они могут реагировать с основаниями с образованием солей и воды. Оба они проводят электричество в зависимости от диссоциации ионов. Кислоты имеют pH менее 7.0 и чем он ниже, тем сильнее становится кислота. Основания имеют pH от 7 до 14. Чем выше значение pH, тем сильнее будет основание. Уровень pH 7 — нейтральное вещество, которым является вода.

Лакмусовая проба и другие реакции

Лакмусовая бумага изготавливается из красителей, полученных из лишайников; он водорастворим, то есть может полностью растворяться в воде. Кислоты превращают синюю лакмусовую бумагу в красный цвет, а основания — в синий цвет. В следующем видео показано, как красная и синяя лакмусовая бумага реагирует на аммиак, соляную кислоту, воду и пищевую соду.

Сильные кислоты оказывают разъедающее действие на металлы. Они реагируют с большинством из них с образованием газообразного водорода. Сильные основания оказывают едкое действие на органические вещества.

Различия в применении кислот и щелочей

Кислоты часто используются для удаления ржавчины с металлов, в качестве электролита в аккумуляторах, при переработке полезных ископаемых, при производстве удобрений и бензина, а также в качестве добавок к продуктам питания и напиткам. Основы используются в первую очередь при уборке в качестве средств для мытья посуды и стирки, чистящих средств для духовок и пятновыводителей.

Типы и примеры кислот и оснований

Кислоты можно разделить на Минеральные кислоты, Сульфоновые кислоты, Карбоновые кислоты, Виниловые карбоновые кислоты и Нуклеиновые кислоты. Некоторые распространенные кислоты включают соляную кислоту (HCl), серную кислоту (H ₂ SO ₄ ), азотную кислоту (HNO ₃ ), уксусную кислоту, лимонную кислоту и молочную кислоту среди нескольких других. Основания бывают 2-х типов — основание и щелочь (растворимая основа). Некоторые общие основания включают гидроксид калия (КОН), гидроксид натрия (NaOH) и гидроксид магния (Mg (OH) ₂ ).

Список литературы

Поделитесь этим сравнением:

Если вы дочитали до этого места, подписывайтесь на нас:

«Кислота против основания». Diffen.com. Diffen LLC, н.д. Интернет. 23 июля 2021 г. <>

Acids & Bases

Согласно теории Бренстеда, кислота является донором протонов , а основание является акцептором протонов . В кислотно-основной реакции каждая сторона равновесия имеет кислотный и основной реагент или продукт, и они могут быть нейтральными частицами или ионами.

Структурно связанные пары кислота-основание, такие как {H-A и A: ^(-) } или {B: ^(-) и B-H}, называются конъюгированными парами . Вещества, которые могут служить как кислотами, так и основаниями, например вода, называются амфотерными .

Кислотность
Относительная сила группы кислот может быть оценена путем измерения степени реакции каждого члена с общим основанием. Вода прекрасно служит общей базой для таких определений.Таким образом, для кислоты H-A ее сила пропорциональна степени ее реакции с основной водой, которая задается константой равновесия K _экв. .

Поскольку эти исследования обычно экстраполируются на высокие разведения, молярная концентрация воды (55,5) постоянна и может быть исключена из знаменателя. Полученное значение K называется константой кислотности , K _a . Очевидно, что сильные кислоты имеют больше K _и , чем более слабые кислоты.Действительно, если HA полностью ионизируется в растворе, K _a стремится к бесконечности ([HA] почти равно нулю). Из-за очень большого диапазона концентраций кислоты (более 10 ⁴⁰ ) обычно используется логарифмическая шкала кислотности (pK _a ). Более сильные кислоты имеют меньшие или более отрицательные значения pK _и , чем более слабые кислоты.

Во всех приведенных выше примерах вода действует как общее основание, причем самая слабая кислота и самое слабое основание будут преобладать и обязательно будут находиться на одной и той же стороне равновесия).В идеале следует использовать концентрацию кислоты не более 0,1 М. Поскольку вода является амфотерной, она может подвергаться автопротолизу, как показано в следующем уравнении. Автоионизация показана как Keq, и если рассматривать концентрацию воды, как и раньше, константа кислотности (K _a ) для воды обозначается K _w (водная постоянная). Таким образом, pH чистой воды составляет 7,0.

Диапазон выделяемых сильных кислот ограничен. Таким образом, кислоты, которые сильнее, чем катион гидроксония, H ₃ O ⁽⁺⁾ , и слабые кислоты, имеющие сопряженные основания сильнее, чем гидроксид-анион, OH ^(-) , не могут быть измерены непосредственно в водном растворе.Если сильная кислота (HA) имеет Ka = 100, 0,1 М раствор в воде будет полностью ионизирован, давая концентрацию гидроксония 100 и концентрацию [HA] 10 ^-4 . Подобный раствор кислоты с концентрацией в 10 ³ раз неочевидно отличался бы из-за выравнивающего эффекта растворителя. Термин выравнивающий эффект относится к влиянию амфотерного растворителя, такого как вода, на измерения кислотности и основности. Сила сильной кислоты выравнивается основностью растворителя, а основность сильных оснований также ограничивается кислотностью растворителя.

Поскольку многие органические реакции протекают либо в водной среде (живые клетки), либо гасятся или обрабатываются в воде, важно учитывать, как кислотно-щелочная равновесная смесь конъюгата изменяется с изменением pH. Эту информацию предоставляет простая связь, известная как уравнение Хендерсона-Хассельбаха .

Когда pH водного раствора или смеси равен pK _a кислотного компонента, концентрации кислотных и основных конъюгированных форм должны быть равны (логарифм 1 равен 0).Если pH понижен на две или более единицы по сравнению с pK _a , концентрация кислоты будет больше 99%. С другой стороны, если pH (относительно pK _a ) повышается на две или более единицы, концентрация основания конъюгата будет более 99%. Следовательно, смеси кислых и некислотных соединений легко разделяются путем регулирования pH водного компонента при двухфазной экстракции растворителем.

Основность
В водном растворе основание представляет собой растворенное вещество, которое увеличивает концентрацию гидроксид-ионов.Алкоксиды металлов, такие как NaOCH ₃ и KOC (CH ₃ ) ₃ , реагируют с водой с образованием сольватированных катионов металлов и ионов алкоксида и гидроксида. Эти 100% ионизации делают такие соединения очень сильными основаниями. Многие нейтральные основания представляют собой соединения азота. Для этого мы можем записать основные-кислотные равновесия, которые определяют K _b и соответствующий pK _b , как показано для аммиака в первом уравнении ниже. Однако более распространенной процедурой является определение кислотности сопряженных кислот оснований, как показано во втором уравнении (эти сопряженные кислоты обычно являются «ониевыми» катионами).Значения pK _и для оснований в этой системе пропорциональны прочности основания. Обратите внимание, что в таких отношениях pK _a + pK _b = 14.

Большинство простых алкиламинов имеют pK _a в диапазоне от 9,5 до 11,0, а их водные растворы являются основными (имеют pH От 11 до 12, в зависимости от концентрации). Первые четыре соединения в следующей таблице, включая аммиак, попадают в эту категорию. Последние шесть соединений (цветные ячейки) являются значительно более слабыми основаниями в результате трех факторов.Первый из них — гибридизация азота. В пиридине азот sp ² гибридизован, а в нитрилах (последняя запись) sp-гибридный азот является частью тройной связи. В каждом из этих соединений (заштриховано красным) несвязывающая электронная пара локализована на атоме азота, но увеличение s-символа приближает его к ядру азота, уменьшая его тенденцию связываться с протоном. Во-вторых, анилин и п-нитроанилин (первые две структуры, закрашенные зеленым) являются более слабыми основаниями из-за делокализации несвязывающей пары электронов азота в ароматическое кольцо (и нитрозаместитель).Это та же делокализация, которая приводит к активации бензольного кольца в сторону электрофильного замещения. В самом деле, анилин является более слабым основанием, чем циклогексиламин, примерно в миллион раз, благодаря тому же фактору фенол является более сильной кислотой, чем циклогексанол. Эта делокализация электронной пары сопровождается определенной степенью регибридизации атома азота аминогруппы, но делокализация электронной пары, вероятно, является основным фактором пониженной основности этих соединений. Подобная делокализация электронных пар ответственна за очень низкую основность (и нуклеофильную реакционную способность) амидных атомов азота (последняя структура, закрашенная зеленым).

Теория Льюиса

Согласно теории Льюиса, кислота является акцептором электронной пары , а основание является донором электронной пары . Базы Льюиса также являются базами Бронстеда; однако многие кислоты Льюиса, такие как BF ₃ , AlCl ₃ и Mg ²⁺ , не являются кислотами Бренстеда. Продукт кислотно-основной реакции Льюиса представляет собой нейтральный, диполярный или заряженный комплекс, который может быть стабильной ковалентной молекулой. Как показано в верхней части следующего рисунка, координационное ковалентное связывание фосфорного основания Льюиса с борной кислотой Льюиса создает комплекс, в котором формальный заряд бора отрицательный, а заряд фосфора положительный.В этом комплексе бор приобретает конфигурацию неоновой валентной оболочки, а фосфор — конфигурацию аргона. Два примера кислотно-основного равновесия Льюиса, которые играют роль в химических реакциях, показаны в уравнениях 1 и 2 ниже.

В первом примере электронно-дефицитный атом алюминия связывается с ковалентным атомом хлора, разделяя одну из его несвязывающих валентных электронных пар, и, таким образом, достигает октета аргоноподобной валентной оболочки.Поскольку это разделение является односторонним (хлор вносит вклад в оба электрона), как показано, и алюминий, и хлор имеют формальные заряды. Если связь углерод-хлор в этом комплексе разрывается, и оба связывающих электрона остаются с более электроотрицательным атомом (хлор), углерод принимает положительный заряд. Мы называем такие виды углерода как карбокатион . Карбокатионы также являются кислотами Льюиса, как показывает обратная реакция. Если заместители (R) на этих атомах не велики, комплекс будет находиться в равновесии.Однако стерические затруднения объемных заместителей могут препятствовать образованию комплексов. Полученная смесь несвязанных пар кислота / основание Льюиса была названа «фрустрированной» и демонстрирует необычные химические и каталитические свойства. Комбинация P (трет-бутил) ₃ и B (C ₆ F ₅ ) ₃ является примером.
Многие карбокатионы (но не все) также могут действовать как кислоты Бренстеда. Уравнение 3 иллюстрирует это двойное поведение для (CH ₃ ) ₃ C (+); кислотный центр Льюиса окрашен в красный цвет, а три из девяти кислых атомов водорода окрашены в оранжевый цвет.В своей роли кислоты Бренстеда карбокатион отдает протон основанию (гидроксид-анион) и превращается в стабильную нейтральную молекулу, имеющую двойную связь углерод-углерод.

Терминология, относящаяся к номенклатуре кислотно-основного состава Льюиса, часто используется химиками-органиками. Здесь термин электрофил соответствует кислоте Льюиса, а нуклеофил соответствует основанию Льюиса.

Электрофил : атом, ион или молекула с недостатком электронов, которые имеют сродство к электронной паре и будут связываться с основанием или нуклеофилом.
Нуклеофил : атом, ион или молекула, имеющая электронную пару, которая может быть подарена в связи с электрофилом (или кислотой Льюиса).

Некоторая путаница в различении основности (основной силы) и нуклеофильности (нуклеофильной силы) неизбежна. Поскольку основность — это менее хлопотное понятие; с него удобно начинать.

Основность относится к способности основания принимать протон . Основность может быть связана с pK _a соответствующей конъюгированной кислоты.Самые сильные основания имеют самые слабые сопряженные кислоты и , наоборот, . В кислотно-основном равновесии преобладают самая слабая кислота и самое слабое основание, и они обязательно будут находиться на одной стороне равновесия.

Растворители, такие как уксусная кислота, ацетонитрил и нитрометан, часто используются для изучения очень сильных кислот. Аналогичным образом, очень слабокислые растворители, такие как диметилсульфоксид (ДМСО), ацетонитрил, толуол, амины и аммиак, могут быть использованы для изучения кислотности очень слабых кислот.Измерения в этих растворителях можно экстраполировать на воду, и многие из них имеют большую погрешность. Как для кислот, так и для щелочей указанные значения pK _и , экстраполированные на воду, являются приблизительными. Таблица некоторых основных реагентов приведена ниже. Диапазон основностей замечателен, он охватывает более пятидесяти степеней десяти!

База	I (-)	Класс (-)	H 2 O	CH 3 CO 2 (-)	РС (-)	CN (-)	RO (-)	NH 2 (-)	CH 3 (-)
Кондж.Кислота	HI	HCl	H 3 O (+)	CH 3 CO 2 H	RSH	HCN	ROH	NH 3	CH 4
pK a	-9	-7	-1,7	4,8	8	9.1	16	33	48

Нуклеофильность — более сложное свойство. Обычно это относится к скорости реакции замещения в галогенсодержащий атом углерода эталонного галогенида алкила, такого как CH ₃ -Br. Таким образом, нуклеофильность реагента Nu: ^(-) в следующей реакции замещения изменяется, как показано на диаграмме ниже. Диапазон реактивности, охватываемый этими реагентами, превышает 5000 раз, причем тиолат является наиболее реактивным.Ясно, что есть существенные различия между этими нуклеофильностями и основностями, обсужденными выше.

Нуклеофильность: CH 3 CO 2 (-) (-) (-) 3 (-) 3 O (-) (-) (-) 3 S (-)

Были задокументированы некоторые полезные тенденции: (i) Для данного элемента отрицательно заряженные частицы являются более нуклеофильными (и основными), чем эквивалентные нейтральные частицы. (ii) Для данного периода таблицы Менделеева нуклеофильность (и основность) уменьшается при движении слева направо. (iii) Для данной группы периодической таблицы нуклеофильность увеличивается сверху вниз ( , то есть с увеличением размера), , хотя существует зависимость от растворителя из-за водородных связей. Основность различается противоположным образом.

Для двух или более молекул, содержащих нуклеофильные атомы одного вида и заряда, более сильное основание обычно является более сильным нуклеофилом.Таким образом, 2,2,2-трифторэтоксид (pK _a 12) является более слабым основанием и нуклеофилом, чем этоксид (pK _a 16). Заметное исключение из этого правила возникает, когда вицинальный (соседний) атом несет несвязывающую электронную пару. Двумя распространенными примерами этого исключения, называемого альфа-эффект , являются гидроксид-ион (pK _a 15,7) по сравнению с ионом гидропероксида (pK _a 11,6) и аммиак (pK _a 9,3) по сравнению с гидразином (pK _a 8,0). В каждой из этих пар более слабое основание — более сильный нуклеофил.

Сольватация нуклеофильных анионов заметно влияет на их реакционную способность. Приведенные выше значения нуклеофильности были получены в результате реакций в растворе метанола. Полярные протонные растворители, такие как вода и спирты, сольватируют анионы за счет взаимодействия водородных связей, как показано на диаграмме справа. Эти сольватированные частицы более стабильны и менее реакционны, чем несольватированные «голые» анионы. Полярные апротонные растворители, такие как ДМСО (диметилсульфоксид), ДМФ (диметилформамид) и ацетонитрил, не сольватируют анионы почти так же хорошо, как метанол, но обеспечивают хорошую сольватацию сопутствующих катионов.Следовательно, большинство обсуждаемых здесь нуклеофилов быстрее реагируют в растворах, приготовленных из этих растворителей. Такие эффекты растворителя более выражены для небольших основных анионов, чем для крупных слабоосновных анионов. Таким образом, для реакции в растворе ДМСО наблюдается следующий порядок реактивности:

Нуклеофильность: I (-) (-) <Класс (-) ~ N 3 (-) 3 CO 2 (-) (-) ~ CH 3 S (-) 3 O (-)

В отличие от порядка в метаноле (показанном выше), этот порядок примерно соответствует порядку увеличения основности.Нейтральные основания, такие как аммиак и простые первичные и вторичные амины, имеют сходную основность (pKa = от 9 до 11) и также являются хорошими нуклеофилами. В реакциях с бромистым метилом в метаноле их нуклеофильность больше, чем Cl ^(-) , и меньше, чем N ₃ ^(-) . В слабоосновных апротонных растворителях они реагируют с умеренными электрофилами, такими как алкилгалогениды (Cl, Br и I) и карбонильные группы (альдегиды, кетоны, сложные эфиры и ангидриды), давая четвертичные соли из первых и имины, енамины и амиды из вторых. .Третичные амины и объемные вторичные амины являются более бедными нуклеофилами и ведут себя исключительно как основания.

Эффекты растворителя

Кислоты
Ионизация группы кислот в данном растворителе может использоваться как мера силы кислоты, и в таких случаях растворитель служит общим эталонным основанием. Определение значений K _a и pK _a для любой системы растворителей может быть выполнено таким же образом, как и в воде; однако кислотности, полученные для группы кислот, измеренные в разных растворителях, обычно будут разными, как по числовому значению для каждого, так и иногда в относительном порядке.

A – H кислота

+

Sol: растворитель

A: (-) сопряженное основание

+

Sol – H (+) конъюгированная кислота

Есть несколько факторов, которые влияют на измерения кислотности, сделанные в воде и других растворителях. Эти:

1. Ионизация кислоты дает ионы. Растворители с большими диэлектрическими постоянными способствуют образованию и разделению заряда.
2. Конъюгированная кислота из растворителя представляет собой катион, который стабилизируется за счет ассоциации с другими молекулами растворителя, явление, называемое сольватацией.
3. Основание, сопряженное с кислотой, представляет собой анион, который в большинстве случаев также стабилизируется сольватацией. В качестве примеров рассмотрим следующие данные, полученные для шести сильных кислот в трех распространенных растворителях.

Экспериментальные значения pK a для некоторых сильных кислот в различных растворителях Соединение H 2 O ДМСО CH 3 CN HClO 4 –10 * –10 * 1.6 CF 3 SO 3 H –10 * –10 * 2,6 HBr –9 0,8 5,8 HCl –7 1,8 10,4 H 2 SO 4 –3 1,4 7,9 CF 3 CO 2 H –0,25 3,5 12.7

* Хлорная кислота и трифторметансульфоновая кислота полностью ионизированы в воде и ДМСО. Значение pK a , равное –10, является приблизительным и предназначено для отражения высокой степени диссоциации.

Все три растворителя имеют довольно высокие диэлектрические постоянные, но вода (ε = 80) значительно больше, чем ДМСО (ε = 46,7) или ацетонитрил (ε = 37,5). Более высокая кислотность (более низкий pK _a ) последних четырех соединений в воде может быть отнесена на счет диэлектрической разницы; тем не менее, лучшая сольватация анионов, обеспечиваемая водой, считается основным фактором.И ДМСО, и ацетонитрил являются плохими растворителями для анионной сольватации, следовательно, показанное выше ионизационное равновесие будет смещено влево.

Полезно сначала сосредоточить внимание на различиях pK _a между водой и ДМСО. Мы делаем это, потому что вода и ДМСО имеют схожую основность, поэтому стабилизация видов кислоты, сопряженной с растворителем, не должна существенно отличаться. HBr и HCl отображают pK _a s в ДМСО, которые примерно на 9-10 раз больше, чем в воде, а более слабая кислота HF второго периода показывает еще большее изменение (pK _a = 3.17 в воде и 15 в ДМСО). Все сопряженные основания этих кислот представляют собой одноатомные анионы. Поскольку отрицательный заряд локализован, стабилизация анионов путем сольватации, вероятно, является наиболее важным фактором в установлении положения этих равновесий. Напротив, сопряженные основания из серной кислоты и трифторуксусной кислоты внутренне стабилизированы делокализацией заряда по двум или трем атомам кислорода. Следовательно, важность сольватации менее важна, и изменение кислотности в ДМСО снижается до 4-х кратных десяти.
Когда ацетонитрил является растворителем, измеренное значение pK _a s этих кислот показывает дальнейшее увеличение, и даже самые сильные кислоты не диссоциируют полностью. Это изменение может быть в значительной степени связано с уменьшением сольватации растворителя, сопряженного с кислотой, которая является основной разновидностью катионов в разбавленных растворах. Поскольку как катионные, так и анионные частицы от кислотной ионизации плохо стабилизируются сольватацией, равновесие диссоциации находится далеко влево (небольшая ионизация).

Экспериментальный pK

_a s для некоторых слабых кислот в различных растворителях

Соединение	H 2 O	ДМСО	CH 3 CN
C 2 H 5 OH	17	29	42
CF 3 CH 2 OH	12,4	23,5	33,5
C 6 H 5 C≡CH	19	29	40.6
C 4 H 9 SH	10,5	17	28,6
CH 3 CO 2 H	4,8	12,8	22,3
C 6 H 5 CO 2 H	4,2	11,1	20,7
C 6 H 5 OH	10	18	26,6
C 6 H 5 SH	6.6	10,3	20,6

Большинство органических соединений являются гораздо более слабыми кислотами, чем сильные кислоты, описанные выше. Поэтому представляет интерес определить изменения кислотности, которые имеют место, когда такие соединения исследуются в тех же трех растворителях. Первые четыре соединения в этой таблице (заштрихованные светло-зеленым) представляют собой слабые кислоты с сопряженными основаниями, в которых заряд локализован на одном атоме (O, C и S). Замена воды в растворителе на ДМСО снижает кислотность на 10–12 десятичных степеней для атомов второго периода (C и O) и на 6.5 для третьего периода сульфгидриловой кислоты. Так же, как и в более кислых случаях, рассмотренных выше, сольватация сопряженных основных анионов является важным стабилизирующим фактором в воде, хотя более низкая плотность заряда серы снижает ее значимость. Дальнейшее увеличение pK _a , которое происходит в растворах ацетонитрила, относительно ДМСО, довольно равномерно (от 10 до 12 единиц) и немного больше, чем сдвиг, обнаруженный для сильных кислот.
Последние четыре соединения (заштрихованы синим) имеют сопряженные основания, стабилизированные делокализацией заряда.Здесь снижение кислотности при переходе от воды к ДМСО снижается до 7-8 десятичных степеней для кислорода и менее 4 для серы. Как отмечалось ранее, делокализация заряда внутри аниона снижает важность стабилизации сольватации. Увеличение pK _a , обнаруженное для растворов ацетонитрила, остается примерно таким же и может быть связано с плохой сольватацией в этом растворителе.

За исключением производного ацетилена, все предыдущие соединения являются гетероатомными кислотами.Подобные измерения для группы активированных угольных кислот показывают согласие с предыдущим анализом и иллюстрируют способ, которым делокализация анионного заряда снижает pK _{— разницу в} между измерениями воды и ДМСО. Обратите внимание на близкую идентичность второго и третьего примеров в следующей таблице. Как и ожидалось, увеличение pK _на при переходе в ацетонитрил из ДМСО остается примерно постоянным (около 11).

Экспериментальный pK

_a s для некоторых углеродных кислот в различных растворителях

Соединение	H 2 O	ДМСО	CH 3 CN
(CH 3 CO) 2 CH 2	9	13.3	24,4
(NC) 2 CH 2	11,2	11,2	22,2
(C 6 H 5 SO 2 ) 2 CH 2	11,6	12,2	23,2
(C 2 H 5 OCO) 2 CH 2	13,5	16,4	27,8
C 4 H 4 CH 2 циклопентадиен	15.0	18,0	31,2

Основания
Наиболее распространенное обозначение для отчета об относительной силе оснований нейтрального основания (B 🙂 выражается в pK _a соответствующих конъюгированных кислот (эти конъюгированные кислоты часто называют «ониевыми» катионами) . Следующее уравнение показывает равновесие, связанное с этим соотношением. Обратите внимание, что сильные основания будут иметь слабокислые сопряженные кислоты, поэтому pK _a пропорционален основной силе нейтрального основания.

B – H (+) конъюгированная кислота

+

Sol: растворитель

B: основание

+

Sol – H (+) конъюгированная кислота

Ранее определенные факторы, которые влияли на кислотность, теперь могут быть повторно исследованы для этого нового равновесия.

1. Ионы присутствуют в обеих частях уравнения. Следовательно, различия в диэлектрической проницаемости растворителей должны быть относительно несущественным фактором.
2. Катионы кислоты, сопряженной с основанием, и сопряженной с растворителем кислоты стабилизируются сольватацией. Это будет решающим фактором, связанным с основностью растворителя.
3. В приведенном выше уравнении нет анионов; однако для нейтрализации заряда требуется противоанион. Поскольку один и тот же анион будет присутствовать в обеих частях уравнения, его влияние на это равновесие будет отменено.

В следующей таблице приведены значения pK _и для некоторых важных азотных оснований, некоторые структуры которых показаны справа.В примерах триэтиламина и DABCO в верхней части таблицы катионный заряд относительно локализован на одном атоме азота. Заряд в лутидине может быть делокализован на кольцевых атомах углерода за счет ароматической стабилизации. Последние три примера — это соединения, в которых заряд делокализован за счет резонанса (протонирование происходит у голубого азота) или внутренней водородной связи (протонная губка).
В отличие от более ранних примеров кислоты pK _a s, значения для этих катионов аммония почти идентичны в воде и растворителях ДМСО.Действительно, тот факт, что большинство DMSO pK _a s немного ниже, чем их водные аналоги, предполагает, что DMSO является немного более щелочным, чем вода. В ацетонитриле все значения pK _и примерно на 10 единиц выше, чем значения для ДМСО.

pK a s для некоторых видов аммония в различных растворителях Катион аммония H 2 O ДМСО CH 3 CN (C 2 H 5 ) 3 N – H (+) 10.75 9,0 18,5 DABCO – H (+) 8,8 8,9 18,3 Лутидин – H (+) 6,3 4,45 14 DBU – H (+) 12 12 24,3 [(CH 3 ) 2 N] 2 C = NR – H (+) 13,8 13,6 23.3 Протонная губка – H (+) 12,3 7,5 ок. 18

Указанное выше влияние растворителя на кислотность и основность может вызвать неожиданные изменения в простых кислотно-щелочных равновесиях. Если уксусная кислота и триэтиламин смешиваются вместе в воде, происходит быстрый перенос протона с почти количественным образованием ацетата триэтиламмония. Конъюгированные кислоты различаются по силе на 10 ⁶ , и самая слабая из них находится в равновесии.Когда те же два соединения объединяются в растворе ДМСО, перенос протонов незначителен, поскольку уксусная кислота теперь более чем в 10 ³ раз слабее кислоты, чем катион триэтиламмония.

Функция кислотности Хаммета

Измерения ионизации водных растворов кислот (и оснований) обычно ограничиваются диапазоном pH от 1,5 до 13. Относительные значения более сильных кислот (и оснований) требуют использования других растворителей, а из-за различий в диэлектрической проницаемости сольватация, и другие отклонения от идеала, устойчивые отношения не достигаются.Выход из этой ситуации был предложен Луи Хэмметом (Колумбийский университет). Хэмметт предложил использовать серию слабых индикаторных оснований, в которых соотношение [B] / [BH ⁺ ] можно было определить колориметрически из-за четко окрашенного конъюгата кислоты. Когда отношение [B] к [BH ⁺ ] становится особенно малым и экспериментально невозможно точно измерить, другой, менее основной индикатор, перекрывающий первый, может служить для расширения диапазона кислотности. Дополнительные более слабые индикаторные основания позволили бы тогда перепрыгнуть через шкалу кислотности, увеличив ее примерно в 10 ¹⁰ раз.Для этого определяли функцию кислотности H _o , как показано с помощью следующего уравнения.

В идеале H _o обеспечивает количественную меру силы кислоты для неводных и концентрированных водных кислот Бренстеда. Функция кислотности — это мера кислотности среды или системы растворителей, обычно выражаемая в терминах ее способности отдавать протоны основанию с известной основностью. Преобладающая разновидность кислоты в разбавленных водных растворах — H ₃ O ⁺ , поэтому шкала pH является наиболее часто используемой функцией кислотности в таких системах.В концентрированной серной кислоте преобладающим видом кислоты является H ₃ SO ₄ ⁺ , гораздо более сильная кислота, таким образом, H _o является расширением шкалы pKa для очень сильных кислот. Ключевым фактором для измерения значимого H _o является выбор подходящего растворителя. В идеале. желателен слабоосновный протонный растворитель, имеющий большую диэлектрическую проницаемость, значительную степень автопротолиза и хорошую сольватацию ионов. Нетрадиционным выбором Хэмметта была безводная серная кислота .Несмотря на очевидные опасения по поводу коррозионной активности, гигроскопичности и вязкости, этот выбор оказался вдохновляющим, о чем свидетельствуют следующие характеристики. Поскольку следы воды нежелательны, необходимо титрование SO ₃ (дымящая серная кислота) до максимальной температуры плавления.

автопротолиз 2 H 2 SO 4 H 3 SO 4 (+) + HSO 4 (-)

Свойства безводной серной кислоты точка плавления точка автопротолиз постоянная диэлектрическая постоянная pKa 10.3 ºC K ap = 2,7 10 -4 ~ 100 -2,8

В следующих таблицах перечислены некоторые индикаторные основания Hammett и H _o некоторых очень сильных кислот или «суперкислот». Значение pKa индикаторных оснований определяли в водных растворах сильных кислот H ₂ SO ₄ и HClO ₄ . Значения Ho были определены в безводной серной кислоте, и значения выше -16 являются оценочными.

Константы индикатора Хаммета (pKa) Индикатор H 2 SO 4 / Вода HClO 4 / Вода п-Нитроанилин +1,11 +1,11 0-Нитроанилин -0,20 -0,19 п-Нитродифениланилин -2,38 — 2,4-Дихлор-6-нитроаниин -3.22 — 2,4-Динитроанилин -4,38 -4,33 Бензалацетофенон -5,61 — п-Бензоилдифенил -6,19 29 — 6-Бром-2,4-динитроанилин -6,59 — Антрахинон -8,15 — 2,4,6-тринитроанилин -9.29 —		Ho для некоторых сильных кислот (pKa) Кислота Ho Серная кислота -12,0 Хлорная кислота -13,0 Хлорсульфоновая кислота -13,8 SO 3 Кислота H) -14,6 Фтористый водород -15.1 Фторсульфоновая кислота -15.6 Карборановые суперкислоты H (CXB 11 Y 5 Z 6 ) ~ -19 Волшебная кислота (FSO 3 H · SbF 5 ) -21 Фторантимоновая кислота (HSbF 6 ) -21

Крепкие основания

Химикам-органикам нужны основы разной силы в качестве реагентов, адаптированных к требованиям конкретных реакций.Нейтральные соединения азота могут охватывать диапазон основности примерно 10 ¹⁰ , как показано в следующей таблице. Пиридин обычно используется в качестве акцептора кислоты в реакциях с образованием побочных продуктов минеральных кислот. Его основность и нуклеофильность могут быть изменены стерическими препятствиями, как в случае лутидина (pK _a = 6,3), или резонансной стабилизацией, как в случае 4-диметиламинопиридина (pK _a = 9,2). Основание Хюнига относительно ненуклеофильно (из-за стерических затруднений), и, как DBU, часто используется в качестве основания в реакциях элиминирования E2, проводимых в неполярных растворителях.Основание Бартона представляет собой сильное, слабонуклеофильное нейтральное основание, которое используется в случаях, когда электрофильное замещение DBU или других аминовых оснований является проблемой.

Самыми сильными основаниями, доступными химикам-органикам, являются соли алкоксидов щелочных металлов, такие как трет-бутоксид калия (pK _a = от 16 до 19), алкилы щелочных металлов, такие как реактивы Гриньяра, н-бутиллитий и димсил натрия (pK _a ). = От 28 до 40+) и амидные соли щелочных металлов, такие как LDA (pK _a = от 30 до 40) и гидрид натрия (pK _a ~ 42).Все эти мощные основания являются потенциальными нуклеофилами (некоторые в большей степени, чем другие) и имеют частично ионные связи с металлами. Основания в этих диапазонах pKa используются для превращения слабых кислот C-H в пригодные карбанионные металлические реагенты.

9 Слабые C-H кислоты Соединение pK a Нитрометан 10,2 Диэтилмалонат 13 Циклопентадиен 16 Acelenetone Ацетонитрил 25 Диметилсульфон 28 ДМСО * 35 Трифенилметан 33 Толуол 41 Этан 49 ———————————- * ДМСО = диметилсульфоксид

Некоторые примеры получения алкилметаллов вместе с аналогичными металлическими основаниями амидов показаны в следующих уравнениях.Во всех случаях используются инертные растворители, такие как бензол, циклогексан, тетрагидрофуран и простой эфир. Поскольку эти реакции продолжаются до завершения, стрелки равновесия не нарисованы. Иодид метилмагния: CH 3 I + Mg — > CH 3 MgI (эфирный раствор) Бутиллитий: 2 Li + C 4 H 9 X — > C 4 H 9 Li + LiX (где X = Cl, Br) Тритил-натрий *: (C 6 H 5 ) 3 CCl + 2 Na — > (C 6 H 5 ) 3 CNa + NaCl Димсил натрия: CH 3 SOCH 3 + NaH — > CH 3 SOCH 2 Na + H 2 LDA : [(CH 3 ) 2 ) CH] 2 NH + C 4 H 9 Li — > [(CH 3 ) 2 ) CH] 2 NLi + C 4 H 10 LiHMDS: {(CH 3 ) 3 Si} 2 NH + C 4 H 9 Li — > {(CH 3 ) 3 Si} 2 NLi + C 4 H 10 * Этот анион красного цвета и служит индикатором.Это также одноэлектронный восстановитель. Алкилирование нитрила: RCH 2 CN + LDA — > RCHCNLi + {(CH 3 ) 2 ) C} 2 NH; RCHCNLi + R’X — > R’RCHCN + LiX Альдегиды, кетоны и сложные эфиры, имеющие активированные C-H-группы, можно аналогичным образом преобразовать в их сопряженные основания с последующим алкилированием или присоединением к электрофильным функциям.

Пирролидин «центр»> Слабые NH кислоты Соединение pK a Пиррол 16 Анилин 27 HMDS * 27 Аммиак 34 35 Диизопропиламин 35.7 TMP * 37 Водород, H 2 ~ 42 ——————————— * TMP = 2,2,6,6-Тетраметилпиперидин * HMDS = Бис (триметилсилил) амин

Неионогенные сверхоснования
Недавно был получен и изучен новый класс неметаллических слабонуклеофильных нейтральных оснований. Некоторые примеры показаны на следующей диаграмме.
Основным сайтом в основании Веркаде является атом фосфора, сопряженная кислота стабилизируется трансаннулярным связыванием с азотом.Сила этих оснований может быть изменена заместителями во фланкирующих атомах азота. Фосфазеновые основания Швезингера увеличивают свою силу, поскольку дополнительные фосфазеновые звенья добавляются вместе с основным сайтом (светло-голубым атомом азота). Все значения pK _и для этих оснований измерены в ацетонитриле.

Кинетическая кислотность

Наиболее распространенная кислотно-основная терминология, pK _a , отражает равновесную кислотность, экстраполированную или нормированную на воду.В следующем уравнении основание B: ^(-) M ⁽⁺⁾ отрывает протон от кислоты HA с образованием конъюгированной пары кислота-основание (A: ^(-) M ^{(+ )} и BH). Скорость прямого отрыва протона составляет k _f , а скорость обратного переноса протона составляет k _r . Этот вид равновесия обычно характеризуется константой равновесия K _eq , которая представляет собой отношение констант скорости (k _f / k _r ).Если H-A является более слабой кислотой, чем H-B, равновесие будет находиться слева, и K _экв. будет меньше 1.

H-A + B: (-) M (+)		A: (-) M (+) + B-H
(кислота 1 ) (основание 1 )		(основание 2 ) (кислота 2 )

В случаях, когда H-A намного слабее, чем H-B, K _eq может быть слишком маленьким для измерения, но при определенных обстоятельствах можно определить скорость прямого отрыва протона.Если меченый изотопом конъюгат кислоты основания используется в качестве растворителя для реакции (B-D в следующих уравнениях), то любое происходящее отщепление протона будет отмечено преобразованием H-A в D-A. Уравнение, закрашенное зеленым сверху, показывает начальную потерю протона, а второе уравнение описывает быстрое дейтерирование промежуточного сопряженного основания, A: ^(-) . По мере протекания этих реакций реагент H-A будет все больше обозначаться как D-A, а скорость изотопного обмена будет указывать на кинетическую кислотность H-A .Предполагается, что кинетическая кислотность примерно пропорциональна равновесной (термодинамической) кислотности, но это не всегда верно.

	растворитель = B-D
H-A + B: (-) M (+)		A: (-) M (+) + B-H
D-A + B: (-) M (+)		A: (-) M (+) + B-D

Следующая диаграмма представляет собой поучительный пример этих принципов.Первое уравнение, выделенное желтым цветом, дает важную информацию о тяжелой воде (оксид дейтерия), которая будет использоваться в качестве растворителя в нашем эксперименте. Тяжелая вода во многих отношениях похожа на воду, но она на 10% плотнее и в десять раз слабее кислоты. 1 молярная концентрация дейтероксида натрия будет служить основанием, а эквимолярное количество 3,3-диметил-1-бутина будет служить слабой кислотой. Самый кислый водород в этом углеводороде (окрашен в красный цвет) находится в C-1. На практике нам необходимо использовать сорастворитель для полного растворения углеводорода в тяжелой воде, но это было опущено, чтобы упростить обсуждение.
Второе уравнение описывает существенные изменения, ожидаемые при объединении этих реагентов в тяжелом водном растворителе. Поскольку концевой алкин является намного более слабой кислотой, чем тяжелая вода, кислотно-основное равновесие не благоприятствует его сопряженному основанию. Тем не менее, если образуется ацетилид-анион даже в низкой концентрации, он должен быстро отреагировать, отрывая дейтерий от соседней молекулы оксида дейтерия. Результатом будет наблюдаемый обмен дейтерия на водород, свидетельствующий о том, что произошла кислотно-основная реакция.

Зеленая заштрихованная рамка содержит уравнения, которые помогают нам интерпретировать экспериментальные результаты. Чтобы оценить равновесную кислотность субстрата, нам необходимо измерить константу равновесия K _eq для начального кислотно-основного равновесия, показанного в верхней части заштрихованной рамки. Поскольку мы знаем K _a 3,3-диметил-1-бутина и тяжелой воды, мы можем оценить K _eq , разделив первое (10 ^-25 ) на второе (10 ^-17 ).Этот расчет показывает K _eq , который было бы трудно измерить напрямую из-за его небольшой величины (10 ^-8 ). В самом деле, равновесная концентрация ацетилид-аниона оценивается всего в 2 * 10 ^-10 M.
Если мы рассмотрим этот эксперимент с точки зрения кинетики, можно получить легко наблюдаемые доказательства терминальной алкиновой кислотности. Последние три строки уравнений в зеленой заштрихованной рамке проясняют это. Поскольку K _eq представляет собой отношение констант прямой и обратной скорости, можно сделать выводы о скорости отрыва концевых протонов от алкина.Это приводит к выводу, что будет происходить достаточно быстрый водород-дейтериевый обмен, даже если ацетилид-анион никогда не присутствует в концентрациях, превышающих 10 ^-9 M.

Этот пример также демонстрирует пределы подхода изотопного обмена. Подложка из 3,3-диметил-1-бутина также имеет девять других атомов водорода (окрашенных в оранжевый цвет), которые не обмениваются с дейтерием в этих условиях. Мы знаем, что эти водороды гораздо менее кислые (K _a ca.10 ^-48 ), и интересно рассмотреть их возможное участие в кислотно-основных реакциях с помощью предыдущего анализа. Расчетное значение K _экв. для такого образования карбаниона составляет примерно 10 ^-30 с учетом девятикратного увеличения концентрации. Это означает концентрацию одного карбаниона на каждые 10 ⁹ литров раствора. Кинетический анализ столь же обескураживает. Константа форвардной ставки оценивается в 10 ^-20 Ms ^-1 .Следовательно, время, необходимое для обмена половины этих атомов водорода на дейтерий, составит около 100 веков!
Для изучения кинетической кислотности чрезвычайно слабых кислот (pK _a s = от 30 до 50) необходимо использовать более сильные основания, которые, конечно, имеют гораздо более слабые сопряженные кислоты. Для этой цели были использованы амидные анионы (pK _a s = от 26 до 36).

Путем сравнения скоростей водородного обмена для различных соединений в идентичных условиях можно составить таблицы относительных кинетических кислотностей.Об интересном примере такого исследования сообщалось для группы нитроалканов, имеющих кислые α-атомы водорода. Удаление α-водорода основанием приводит к образованию конъюгированного основания, называемого аци-анионом , как показано здесь.

R 2 CH-NO 2 + B: (-) M (+) R 2 C = NO 2 (-) M (+) + B-H нитросоединение аци-сопряженное основание По сравнению с рассмотренным выше концевым алкином такие нитроалканы являются относительно сильными C-H кислотами.Поскольку они являются более сильными кислотами, чем вода, эксперименты по кинетическому обмену должны проводиться в более мягких условиях, чем те, которые используются для терминального алкина. Это достигается за счет использования меньших концентраций основания и снижения температуры реакции обмена. Точные значения pK и для 2-нитропропана, нитроэтана и нитрометана могут быть измерены непосредственно в водном растворе. Эти кинетическая и равновесная кислотности перечислены в таблице справа. Обратите внимание, что для этих трех соединений кинетическая кислотность изменяется противоположно равновесной кислотности.Кинетический порядок, кажется, отражает стерические препятствия и карбанионную стабильность; тогда как равновесие способствует усиленному замещению двойной связи аци-аниона.

Соединение pK a Относительный курс обмена CH 3 NO 2 10,2 120 CH 3 CH 2 NO 2 8,5 20 (CH 3 ) 2 CHNO 2 7.7 1,0

Исследования изотопного обмена, катализируемого основаниями, в соединениях, включающих более одного набора кислых водородов, дают дополнительную информацию о создании и использовании нуклеофильных конъюгированных оснований. Кетоны представляют собой множество примеров образования региоизомерного енолятного основания, и на следующей диаграмме показаны два таких случая. Как отмечалось в исследовании нитроалканов, атомы водорода на α-метильной группе обмениваются быстрее, чем на более замещенных α-атомах углерода.Уравнения на диаграмме показывают только исходный продукт от единственного обмена. Эти продукты содержат дополнительные α-водороды, которые также обмениваются в последующих реакциях такого рода, так что полная замена всех α-водородов дейтерием происходит за короткое время.
Относительная стабильность полученных енолятов увеличивается при замещении енолятной двойной связи. Уравнения, показывающие равновесные концентрации этих изомерных енолятов, будут отображены при нажатии кнопки Toggle Equations .Чтобы определить енолят-анионное равновесие для этих кетонов, использовали объемный сильный щелочной бис (триметилсилил) амид натрия (pK _a = 26).

При повторном нажатии кнопки Toggle Equations выше будут отображаться относительные скорости обмена α-водорода для некоторых замещенных циклогексанонов. И снова менее замещенные α-углеродные атомы обмениваются быстрее, но обнаружено, что более высокозамещенные еноляты преобладают в условиях равновесия.Третье нажатие кнопки Toggle Equations отобразит энергетический профиль для случая 2-метилциклогексанона, который должен прояснить различие между кинетической и равновесной кислотностью. Также показаны два других примера. Эти дисплеи можно периодически переключать.

Большинство углеродных кислот образуют сопряженные основания, которые стабилизируются делокализацией заряда на соседних гетероатомах. Эта резонансная стабилизация требует значительной структурной реорганизации исходного соединения, что, в свою очередь, создает энергетический барьер, замедляющий скорость отрыва протонов.Например, альфа-углерод кетона или сложного эфира должен подвергаться повторной гибридизации при образовании енолят-аниона. Стереоэлектронные требования этого изменения были описаны выше, и неудивительно, что образование енолят-аниона происходит намного медленнее, чем перенос эквивалентных протонов между спиртами и другими гидроксильными соединениями. Скорости депротонирования фенола и нитрометана, соединений с почти идентичными pK _a (10,0), являются поучительным примером этого фактора структурной реорганизации.Кислый протон в феноле связан с кислородом, поэтому депротонирование требует небольшого изменения структуры и происходит очень быстро. Нитрометан — это угольная кислота. Депротонирование до аци-аниона включает значительные структурные изменения и в миллион раз медленнее, чем образование фенолята. Эти структурные изменения показаны на следующей диаграмме.

Обратите внимание, что электронная пара O-H в феноле остается в основном на кислороде в соответствующем сопряженном основании, тогда как электронная пара C-H в нитрометане преимущественно смещена на кислород в его сопряженном основании (окрашен в синий цвет).Обозначенные здесь тенденции немного упрощены, поскольку не учитывались влияния растворителей и катионов.

---

Эта страница является собственностью Уильяма Ройша. Комментарии, вопросы и ошибки следует присылать по адресу:
[email protected].

Кислоты и основания | Типы реакций

Что такое кислоты и основания? (ESBQV)

Кислоты и щелочи бытовые

Осмотрите свой дом и школу и найдите примеры кислот и оснований. Помните, что пища также может быть кислой или щелочной.

Составьте список всех найденных предметов. Как вы думаете, почему это кислоты или основания?

Некоторые распространенные кислоты и основания, а также их химические формулы показаны в Таблице 13.1.

Кислота	Формула	Основа	Формула
Соляная кислота	Cl} \ (\ text {)	Гидроксид натрия	\ (\ text {NaOH} \)
Серная кислота	\ (\ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {4} \)	Гидроксид калия	\ (\ text {KOH} \)
Серная кислота	\ (\ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {3} \)	Карбонат натрия	\ (\ text {Na} _ {2} \ text {CO} _ {3} \)
Уксусная (этановая) кислота	\ (\ text {CH} _ {3} \ text {COOH} \)	Гидроксид кальция	\ (\ text {Ca} (\ t ext {OH}) _ {2} \)
Угольная кислота	\ (\ text {H} _ {2} \ text {CO} _ {3} \)	Магний гидроксид	\ (\ text {Mg} (\ text {OH}) _ {2} \)
Азотная кислота	\ (\ text {HNO} _ {3} \)	Аммиак	\ (\ text {NH} _ {3} \)
Фосфорная кислота	\ (\ text {H} _ {3} \ text {PO} _ {4} \)	Бикарбонат натрия	\ (\ text {NaHCO} _ {3} \)

Таблица 13.1: Некоторые распространенные кислоты и основания и их химические формулы.

Большинство кислот обладают определенными характеристиками, и большинство оснований также обладают схожими характеристиками. Важно иметь определение кислот и оснований, чтобы их можно было правильно идентифицировать в реакциях.

Определение кислот и оснований (ESBQW)

Одно из первых замечаний о кислотах — это то, что они имеют кислый вкус. Было отмечено, что основы имеют мыльный вкус и горький вкус.{-} \) ионов и, следовательно, основание .

Обратите внимание, что мы пишем \ (\ stackrel {\ text {H} _ {2} \ text {O}} {\ longrightarrow} \), чтобы указать, что для диссоциации необходима вода.

Однако это определение может использоваться только для кислот и оснований в воде . Поскольку существует множество реакций, которые не происходят в воде, важно было дать более широкое определение кислот и оснований. {-} \ text {(aq)} \)

Чтобы решить, какое вещество является донором протонов, а какое — акцептором протонов, нам нужно посмотреть, что происходит с каждым реагентом.{+} \ text {(aq)} \)

Вода отдает протон и, следовательно, является кислотой в этой реакции. Аммиак принимает протон и, следовательно, является основанием .

Обратите внимание на эти примеры, как мы смотрели на общие элементы, чтобы разбить реакцию на две части. Итак, в первом примере мы проследили, что случилось с хлором, чтобы увидеть, является ли он частью кислоты или основания. Мы также проследили за азотом, чтобы увидеть, является ли он частью кислоты или основания.Вы также должны заметить, что в реакции с кислотой с правой стороны на один водород меньше, а в реакции с основанием — с дополнительным водородом с правой стороны.

Амфотерные вещества

В приведенных выше примерах \ (\ text {2} \) и \ (\ text {3} \) мы замечаем интересную вещь о воде. В примере \ (\ text {2} \) мы обнаруживаем, что вода действует как основание (она принимает протон). Однако в примере \ (\ text {3} \) мы видим, что вода действует как кислота (отдает протон)!

В зависимости от того, с какой водой реагирует, она может реагировать как основание или как кислота.Говорят, что вода амфотерная . Вода в этом отношении не уникальна, некоторые другие вещества также являются амфотерными.

Амфотерный

Амфотерное вещество — это вещество, которое может вступать в реакцию как с кислотой, так и с основанием.

Когда мы смотрим только на кислоты и основания Бренстеда-Лоури, мы можем также говорить об амфипротических веществах, которые представляют собой особый тип амфотерных веществ.

Амфипротический

Амфипротическое вещество — это вещество, которое может реагировать либо как донор протона (кислота Бренстеда-Лоури), либо как акцептор протона (основание Бренстеда-Лоури). {2 -} \ text {(aq)} + 2 \ text {H} _ {2} \ text {O (l)} \]

В этой главе мы в основном будем рассматривать монопротонные кислоты (кислоты, которые могут отдавать только один протон).Если вы видите в реакции полипротонную кислоту, запишите полученное уравнение реакции, в котором кислота отдает все свои протоны.

Вот некоторые примеры полипротонных кислот: \ (\ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {4} \), \ (\ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {3 } \), \ (\ text {H} _ {2} \ text {CO} _ {3} \) и \ (\ text {H} _ {3} \ text {PO} _ {4} \).

Высокие оценки в науке — залог вашего успеха и будущих планов. Проверьте себя и узнайте больше о практике Сиявулы.

Зарегистрируйтесь и проверьте себя

Кислоты и основания

Упражнение 13.{+} \ text {(aq)} \)

Отсюда мы видим, что кислота Бренстеда-Лоури — это \ (\ text {HNO} _ {3} \), а основание Бренстеда-Лоури — это \ (\ text {NH} _ {3} \).

\ (\ text {HBr (aq)} + \ text {KOH (aq)} \ rightarrow \ text {KBr (aq)} + \ text {H} _ {2} \ text {O (l)} \)

Разбиваем реакцию на две части:

\ (\ text {HBr (aq)} \ rightarrow \ text {KBr (aq)} \) и

\ (\ text {KOH (aq)} \ rightarrow \ text {H} _ {2} \ text {O (l)} \)

Отсюда мы видим, что кислота Бренстеда-Лоури — это \ (\ text {HBr} \), а основание Бренстеда-Лоури — это \ (\ text {KOH} \).{+} \) образуют сопряженную кислотно-основную пару.

Слово «сопряженный» означает «соединенный» или «связанный».

Мы можем представить это как:

Кислотно-основные пары конъюгата

Используя стандартные кислоты и основания из таблицы 13.1, выберите кислоту и основание из списка. Напишите химическое уравнение реакции этих двух соединений.

Теперь определите конъюгированные пары кислота-основание в выбранной вами реакции. Сравните свои результаты с результатами своих одноклассников.

Высокие оценки в науке — залог вашего успеха и будущих планов.{+} \ text {(aq)} \)

Отсюда мы видим, что кислота Бренстеда-Лоури — это \ (\ text {H} _ {2} \ text {O} \), а база Бренстеда-Лоури — \ (\ text {NH} _ {3} \) .

Пометьте конъюгированные пары кислота-основание.

Объясните своими словами, что подразумевается под термином сопряженная пара кислота-основание.

Конъюгированная пара кислота-основание представляет собой пару реагента и продукта, которые превращаются друг в друга за счет потери или усиления протона.Так, например, кислота теряет протон с образованием основания. Говорят, что кислота и полученное основание представляют собой пару сопряженных кислот и оснований.

Соляная кислота — обзор

8.1.2.2 Коррозия в присутствии газообразных соединений хлора

Присутствие соляной кислоты или молекулярного хлора в газовой фазе значительно увеличивает скорость коррозии стали. Скорость, обнаруженная в установках для сжигания отходов, достигает 1000 нм / ч. Исследования [17] доказывают, что при отсутствии HCl образуется прочный прочный защитный слой.При концентрации 0,1% HCl на поверхности Fe ₂ O ₃ (гематит) образуются пузырьки, которые, тем не менее, не влияют на целостность защитной окалины. Однако концентрация HCl в дымовых газах 0,8% полностью нарушает целостность слоя гематита, а слой магнетита (Fe ₃ O ₄ ) становится неравномерным и пористым. Приблизительно 2% соляной кислоты в дымовых газах разрушают оба слоя. Когда рассматриваются окислительные условия, эти явления часто называют активным окислением, катализируемым присутствием хлора.Влияние летучих соединений хлора на высокотемпературную коррозию различных сплавов было предметом ряда исследований [6,11,12,14,19,23]. Результаты исследований однозначно указывают на то, что летучие соединения хлора разрушают защитный оксидный слой и тем самым разрушают саму металлическую поверхность. Анализируемые механизмы основаны в основном на исследованиях HCl, Cl ₂ и паров NaCl.

Газовая коррозия металлов может быть вызвана некоторыми соединениями, содержащими хлор, но чаще всего HCl и в меньшей степени Cl ₂ .Первый преобладает в условиях котла, поскольку дымовой газ содержит водяной пар. Cl ₂ , однако, может быть образован в восстановительных условиях путем термического разложения HCl [6].

Если сталь подвергается воздействию окислительной атмосферы, образуются стабильные оксиды, слой которых постепенно уменьшает диффузию кислорода к металлической поверхности. Таким образом, окисление происходит по так называемому параболическому закону (постепенное уменьшение интенсивности во времени).

Тем не менее, хлор демонстрирует способность проникать через защитный слой оксидов.Он диффундирует через слой, проходит через щели или поры слоя окалины, пока не достигнет поверхности металла, и вступает с ней в реакцию с образованием хлоридов. На границе окалины и металла очень низкий кислородный потенциал. Это соответствует низкому парциальному давлению O ₂ , поскольку кислород расходуется на образование оксидов. Такие условия способствуют термической стабильности хлоридов FeCl ₂ и CrCl ₂ (рис. 8.1). Летучая HCl и Cl ₂ реагируют с металлами с образованием хлоридов в соответствии с реакцией (8.9). Кроме того, металлы могут напрямую реагировать с HCl в соответствии с реакцией (8.10). Хлориды металлов демонстрируют высокие парциальные давления своих паров на границе окалина-поверхность металла, и поэтому их постоянная сублимация возможна в соответствии с реакцией (8.11)

(8.9) M (s) + Cl2 (g) → MCl2 (s)

(8,10) M (т) + 2HCl (г) → MCl2 (г) + h3 (г)

(8,11) MCl2 (т) → MCl2 (г)

где M = Fe, Cr, Ni и ( s), (g) обозначают твердую и газообразную фазы соответственно.

Образующиеся таким образом летучие хлориды металлов могут диффундировать от металлической поверхности к слою окалины.Концентрация кислорода, возрастающая по мере удаления от металлической поверхности, способствует снижению термодинамической стабильности хлоридов и их окислению в твердые оксиды. Тем не менее оксиды, выделяемые из газовых фаз, образуют очень рыхлый слой осаждения, который не защищает трубы от коррозии. В этом случае хлорная коррозия протекает по линейному правилу — линейное увеличение во времени.

(8,12) 3MCl2 (г) + 2O2 (г) → M3O4 (т) + 3Cl2 (г)

(8,13) 2MCl2 (г) + (3/2) O2 (г) → M2O3 (т) + 2Cl2 (g)

В результате реакций (8.12) и (8.13), хлор выделяется и диффундирует в дымовой газ или возвращается к металлической поверхности и запускает следующий цикл. Графическое изображение этого механизма показано на рис. 8.2 [18]. Цикл постепенно перемещает материал с металлической поверхности в зону повышенной концентрации кислорода, и конечный расход хлоридов остается низким. Конечная реакция проходит в соответствии с:

Рисунок 8.2. Схема коррозии от летучих соединений хлора [18].

(8.14) 4M (s) + 3O2 (g) → 2M2O3 (s)

Было также обнаружено, что газообразные соединения хлора могут проникать по границам зерен стали, что называется межкристаллитной коррозией.

В восстановительной среде, где оксиды отсутствуют или нестабильны, хлориды металлов могут образовываться непосредственно на поверхности трубы в соответствии с формулой. (8.9). Скорость хлорной коррозии сильно (экспоненциально) зависит от температуры и теоретически [19] может возрасти примерно в 80 раз при повышении температуры с 300 до 450 ° C.В действительности такой сильной коррозии не наблюдается, поскольку хлоридная коррозия определяется не только кинетикой реакции, но также в большей степени газовой диффузией через зазоры в отложениях и окалине. Поэтому свойства отложений могут иметь большее значение, чем градиенты температуры и парциального давления. Кроме того, скорость коррозии зависит от процесса испарения хлоридов металлов, который также является функцией температуры.

Вышеупомянутые процессы настолько сложны, что, несмотря на ряд исследований, нет единого подхода в их описании.Хлорная коррозия — это сложное взаимодействие реакций, которые регулируются кинетикой, диффузией и фазовым переходом, включая конденсацию, плавление, сублимацию и испарение. Согласно исх. Согласно [20] скорость коррозии определяется зависимостью между скоростью химической реакции и скоростью испарения образующихся хлоридов. При температуре дымовых газов ниже 500 ° C образуется защитный слой хлорида железа, скорость коррозии регулируется параболическим законом и со временем уменьшается. Для более высоких температур скорость коррозии сначала следует параболическому закону, а затем линейному правилу.Это происходит в результате повышения температуры, так как отложения хлоридов становятся более толстыми. Следовательно, достигается определенная толщина, при которой скорости осаждения и испарения находятся в равновесии, и осадок не растет. При температурах, превышающих 800 ° C, увеличения слоя хлоридов недостаточно для покрытия испарения, и скорость коррозии подчиняется линейному закону.

Усиление коррозии железа может быть вызвано образованием легкоплавкого хлорида железа FeCl ₃ по реакции:

(8.15) FeCl2 + HCl + (1/4) O2 → FeCl3 + (1/2) h3O

В восстановительной атмосфере HCl может реагировать с CO и H ₂ , поражая оксидный слой [9]:

(8.16) Fe2O3 + 2 HCl + CO → FeO + FeCl2 + h3O + CO2

(8.17) Fe3O4 + 2 HCl + CO → 2FeO + FeCl2 + h3O + CO2

Дополнительным источником разрушения, которое происходит при образовании твердых хлоридов, является механическое напряжение связано с увеличением объема FeCl ₂ по сравнению с объемом железа.

HCl и Cl ₂ из-за повреждения защитных слоев могут ускорить другие виды газовой коррозии, например.г. коррозия, вызванная серой.

Типичная картина коррозии газообразными соединениями хлора выглядит следующим образом: темный многослойный осадок оксидов, слабо приставший к трубке. Его толщина составляет около 0,1-0,3 мм. При удалении открывается тонкий коричневатый слой, который непосредственно прилипает к поверхности трубки.