Основные кислоты в химии таблица: Химические свойства кислот, химия 8 класс

Содержание

Химические свойства кислот, химия 8 класс

Общие свойства кислот. Классификация

Кислоты — класс сложных химических веществ, состоящих из атомов водорода и кислотных остатков.

В первую очередь кислоты делятся на:

  • органические или карбоновые и
  • неорганические или минеральные.

Свойства карбоновых кислот подробно разбираются в статье Карбоновые кислоты (ссылка на статью)

В зависимости от количества атомов водорода, которые могут замещаться в химических реакциях различают:

  • одноосновные кислоты
  • двухосновные кислоты
  • трехосновные кислоты.

Не смотря на то, что в уксусной кислоте четыре атома водорода, три из них принадлежат кислотному остатку и в реакциях замещения не участвуют. Соответственно, уксусная кислота — одновалентная.

Свойства неорганических кислот также зависят от наличия в их составе кислорода и делятся на

  • бескислородные
  • кислородсодержащие.

Растворы кислот способны диссоциировать и проводить электрический ток т.е. являются электролитами. В зависимости от степени диссоциации делятся на:

  • сильные
  • слабые электролиты.

Химия. 8 класс. Учебник

Учебник написан преподавателями химического факультета МГУ им. М. В. Ломоносова. Отличительными особенностями книги являются простота и наглядность изложения материала, высокий научный уровень, большое количество иллюстраций, экспериментов и занимательных опытов, что позволяет использовать её в классах и школах с углублённым изучением естественно-научных предметов.

Купить

Химические свойства кислот

1. Диссоциация

При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.

HNO3 → H+ + NO3

HCl → H+ + Cl

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО4 (первая ступень)

Н2РО4 ↔ Н+ + НРO2-4 (вторая ступень)

НРО2-4 ↔ Н+ + PОЗ-4 (третья ступень)

2. Разложение

Кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксиды и воду.

H2CO3 → H2O + CO2

Бескислородные на простые вещества

3. Реакция с металлами

Кислоты реагируют лишь с теми металлами, что стоят в ряду активности до кислорода. В результате взаимодействия образуется соль и выделяется водород.

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

Найти ряд активности можно на последней странице электронного учебника «Химия 9 класс» под редакцией В. В. Еремина.

Бдительные ученики могут сказать: «Золото стоит в ряду активности металлов после водорода, а с „царской водкой“ реагирует. Как же так?»

Из всех правил есть исключения.

Поскольку в состав азотной кислоты входит азот со степенью окисления +5, а в состав серной — сера со степенью окисления +6, то с металлами реагируют не ионы водорода, а более сильные окислители. Образуется соль, но не происходит выделения водорода.

Au + HNO3 + 4HCl → HAuCl4 + NO + 2H2O.

4. Реакции с основаниями

В результате образуются соль и вода, происходит выделение тепла.

Na2CO3 + 2CH3 — COOH → 2CH3 — COONa + H2O + CO2↑.

Реакции такого типа называются реакциями нейтрализации. Простейшая реакция, которую можно провести на собственной кухне — гашение соды столовым уксусом или 9%раствором уксусной кислоты.

5. Реакции кислот с солями

Вспомним, когда мы разбирали ионные уравнения ( ссылка на статью), одним из условий протекания реакций было образование в ходе взаимодействия нерастворимой соли, выделение летучего газа или слабо диссоциирующего вещества — например, воды. Те же условия сохраняются и для реакций кислот с солями.

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl↑

6. Реакция кислот с основными и амфотерными оксидами

В ходе реакции образуется соль и происходит выделение воды.

K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Если в окислительных реакциях первую скрипку играет водород, то в восстановительных реакциях основная роль принадлежит анионному остатку. В результате реакций образуются свободные галогены.

4HCl + MnO2 → MnCl

2 + Cl2↑ + 2H2O

Физические свойства кислот

При нормальных условиях (Атмосферное давление = 760 мм рт. ст. Температура воздуха 273,15 K = 0°C) кислоты чаще жидкости, хотя встречаются и твердые вещества: например ортофосфорная H3PO4 или кремниевая H2SiO3.

Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде: фтороводородная-HF, соляная-HCl, бромоводородная-HBr.

Кислотные свойства кислот в ряду HF → HCl → HBr → HI усиливаются.

Для некоторых кислот (соляная, серная, уксусная) характерен специфический запах.

Благодаря наличию ионов водорода в составе, кислоты обладают характерным кислым вкусом.

Химическая лаборатория не ресторан, и в целях безопасности существует жесткий запрет на опробование на вкус химических веществ.

Как же можно определить кислота в пробирке или нет?

В 1300 году был открыт лакмус, и с тех пор алхимикам и химикам не пришлось рисковать своим здоровьем, пробуя на вкус содержимое пробирок. Запомните, что лакмус в кислой среде краснеет.

Вторым широко используемым индикатором является фенолфталеин.

Простой мнемонический стишок поможет запомнить, как ведут себя индикаторы в разных средах.

Индикатор лакмус — красный 
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус — синий,
Щёлочь здесь — не будь разиней,
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеиновый — в щелочах малиновый
Но несмотря на это в кислотах он без цвета.

Что ещё почитать?

Неметаллы

Биография Д.И. Менделеева. Интересные факты из жизни великого химика

Карбоновые кислоты

Массовая доля вещества

18HBr + 2KMnO4 →2KBr + 2MnBr

2 + 8H2O + 5Br2

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

#ADVERTISING_INSERT#

Таблица силы кислот и оснований. Относительная сила кислот и оснований. Значения констант кислотности и констант основности. Амфолиты. Кислые соли



Данные — С. Т. Жуков «Химия 8-9 класс»

  • Сильная кислота – кислота, реагирующая с избытком воды необратимо.
  • Слабая кислота – кислота, реагирующая с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно.
    • Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3, h3SO4, H2SeO4, HNO3 и некоторые другие.
  • Сильное основание – основание, реагирующее с избытком воды необратимо.
  • Слабое основание – основание, реагирующее с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно.
    • К сильным веществам-основаниям относятся все хорошо растворимые ионные гидроксиды (их называют еще » щелочами » ), так как при их растворении в воде гидроксид-ионы полностью переходят в раствор.
    • К слабым основаниям относится NH3 и некоторые другие вещества. К ним же относятся и практически нерастворимые гидроксиды элементов, образующих металлы, (» гидроксиды металлов» ) потому, что при взаимодействии этих веществ с водой в раствор переходит лишь ничтожное количество гидроксид-ионов.
  • Слабые основания-частицы (их еще называют » анионные основания» ): F, NO2, SO32-, S2, CO32-, PO43- и другие анионы, образующиеся из слабых кислот.
  • Не обладают основными свойствами анионы Cl , Br , I, HSO4 , NO3 и другие анионы, образующиеся из сильных кислот
  • Не обладают кислотными свойствами катионы Li+ , Na+, K+, Ca2+, Ba2+ и другие катионы, входящие в состав сильных оснований.
  • Кроме частиц-кислот и частиц-оснований, существуют еще частицы, проявляющие и кислотные, и основные свойства, например — вода. Кроме воды, это гидросульфит-ион, гидросульфид-ион и другие аналогичные ионы. Например, HSO3 проявляет как свойства кислоты  HSO3 + H2O=SO3 + H3O+ ,  так и свойства основания HSO + H2O = H2SO3 + OH—  Подобные частицы называются амфолитами.
  • Амфолит – частица, способная как отдавать протон молекуле растворителя, так и принимать протон от молекулы растворителя.
  • Большинство частиц-амфолитов представляют собой молекулы слабых кислот, потерявшие часть протонов (HS
    , HSO3 , HCO3 , h3PO4 , HPO42- и некоторые другие). Анион HSO4 не проявляет основных свойств и является довольно сильной кислотой и, потому, к амфолитам не относится. Соли, в состав которых входят такие анионы, называются кислыми солями.
  • Кислые соли – соли, в состав которых входят анионы, способные отдавать протон. Примеры кислых солей и их названий:
    • KHS – гидросульфид калия,
    • NaHSO4 – гидросульфат натрия,
    • LiHSO3 – гидросульфит лития,
    • Ca(HCO3)2 – гидрокарбонат кальция,
    • KH2PO4 – дигидрофосфат калия,
    • Na2HPO4 – гидрофосфат натрия.

Названия основных неорганических кислот и солей. Неорганические кислоты, соли



Формулы кислотНазвания кислотНазвания соответствующих солей
HClO4 хлорная перхлораты
HClO3 хлорноватая хлораты
HClO2 хлористая хлориты
HClO хлорноватистая гипохлориты
H5IO6 иодная периодаты
HIO3 иодноватая иодаты
H2SO4 серная сульфаты
H2SO3 сернистая сульфиты
H2S2O3 тиосерная тиосульфаты
H2S4O6 тетратионовая тетратионаты
HNO3 азотная нитраты
HNO2 азотистая нитриты
H3PO4 ортофосфорная ортофосфаты
HPO3 метафосфорная метафосфаты
H3PO3 фосфористая фосфиты
H3PO2 фосфорноватистая гипофосфиты
H2CO3 угольная карбонаты
H2SiO3 кремниевая силикаты
HMnO4 марганцовая перманганаты
H2MnO4 марганцовистая манганаты
H2CrO4 хромовая хроматы
H2Cr2O7 дихромовая дихроматы
HF фтороводородная (плавиковая) фториды
HCl хлороводородная (соляная) хлориды
HBr бромоводородная бромиды
HI иодоводородная иодиды
H2S сероводородная сульфиды
HCN циановодородная цианиды
HOCN циановая цианаты

Напомню кратко на конкретных примерах, как следует правильно называть соли.

Пример 1. Соль K2SO4 образована остатком серной кислоты (SO4) и металлом К. Соли серной кислоты называются сульфатами. K2SO4 — сульфат калия.


Пример 2. FeCl3 — в состав соли входит железо и остаток соляной кислоты (Cl). Название соли: хлорид железа (III). Обратите внимание: в данном случае мы не только должны назвать металл, но и указать его валентность (III). В прошлом примере в этом не было необходимости, т. к. валентность натрия постоянна.

Важно: в названии соли следует указывать валентность металла только в том случае, если данный металл имеет переменную валентность!

Пример 3. Ba(ClO)2 — в состав соли входит барий и остаток хлорноватистой кислоты (ClO). Название соли: гипохлорит бария. Валентность металла Ва во всех его соединениях равна двум, указывать ее не нужно.


Пример 4. (NH4)2Cr2O7. Группа NH4 называется аммоний, валентность этой группы постоянна. Название соли: дихромат (бихромат) аммония.


В приведенных выше примерах нам встретились только т. н. средние или нормальные соли. Кислые, основные, двойные и комплексные соли, соли органических кислот здесь обсуждаться не будут.

Для тренировки рекомендую вам самостоятельно назвать следующие соединения: LiF, NaClO3, Al2(SO4)3, Ni(NO3)2, KMnO4, AgBr, ZnCO3, (NH4)3PO4.

Если вас интересует не только номенклатура солей, но и методы их получения и химические свойства, рекомендую обратиться к соответствующим разделам справочника по химии: «Химические свойства неорганических соединений» и «Методы получения неорганических соединений».

Таблица названий (наименований) кислот и их солей.


Навигация по справочнику TehTab.ru:  главная страница  / / Техническая информация / / Химический справочник / / «Химический алфавит (словарь)» — названия, сокращения, приставки, обозначения веществ и соединений.  / / Таблица названий (наименований) кислот и их солей.

Таблица названий (наименований) кислот и их солей.

Формула кислоты

Название кислоты

Название соответствующей соли

HAlO2

Метаалюминиевая Метаалюминат

HBO2

Метаборная Метаборат

h4BO3

Ортоборная Ортоборат

HBr

Бромоводородная Бромид

HCOOH

Муравьиная Формиат

HCN

Циановодородная Цианид

H2CO3

Угольная Карбонат

H2C2O4

Щавелевая Оксолат

H4C2O2
(CH3COOH)

Уксусная Ацетат

HCl

Хлороводородная Хлорид

HClO

Хлорноватистая Гипохлорит

HClO2

Хлористая Хлорит

HClO3

Хлорноватая Хлорат

HClO4

Хлорная Перхлорат

HCrO2

Метахромистая Метахромит

HCrO4

Хромовая Хромат

HCr2O7

Двухромовая Дихромат

HI

Иодоводородная Иодид

HMnO4

Марганцевая Перманганат

H2MnO4

Марганцовистая Манганат

H2MoO4

Молибденовая Молибдат

HNO2

Азотистая Нитрит

HNO3

Азотная Нитрат

HPO3

Метафосфорная Метафосфат

HPO4

Ортофосфорная Ортофосфат

H4P2O7

Двуфосфорная (Пирофосфорная) Дифосфат (Пирофосфат)

H3PO3

Фосфористая Фосфит

H3PO2

Фосфорноватистая Гипофосфит

H2S

Сероводородная Сульфид

H2SO3

Сернистая Сульфит

H2SO4

Серная Сульфат

H2S2O3

Тиосерная Тиосульфат

H2Se

Селеноводородная Селенид

H2SiO3

Кремниевая Силикат

HVO3

Ванадиевая Ванадат

H2WO4

Вольфрамовая Вольфрамат



Нашли ошибку? Есть дополнения? Напишите нам об этом, указав ссылку на страницу.
TehTab.ru

Реклама, сотрудничество: [email protected]

Обращаем ваше внимание на то, что данный интернет-сайт носит исключительно информационный характер. Информация, представленная на сайте, не является официальной и предоставлена только в целях ознакомления. Все риски за использование информаци с сайта посетители берут на себя. Проект TehTab.ru является некоммерческим, не поддерживается никакими политическими партиями и иностранными организациями.

Кислоти, основания, соли основные свойства

 

Кислоты

 

H2SO4 — серная (сульфаты)

HCl — соляная (хлориды)

HNO3 — азотная (нитраты)

H3PO4 — фосфорная (Фосфаты)

H2SO3 -сернистая (сульфиты)

H2S — сероводород (сульфиды)

H2CO3 — угольная (карбонаты)

H2SiO3 — кремниевая (силикаты)

Основания

NaOH — гидроксид натрия

KOH — гидроксид калия

Ca(OH)2 — гидроксид кальция

Ba(OH)2 — гидроксид бария

Mg(OH)2 — гидроксид магния

Cu(OH)2 — гидроксид меди (II)

Fe(OH)2 — гидроксид железа (II)

Fe(OH)3 — гидроксид железа (III)

Al(OH)3 —  гидроксид алюминия

Соли

CuSO4 — сульфат меди (II)

NaCl — хлориднатрия

Fe(NO3)3 — нитрат железа (III)

Ba3(PO4)3 -фосфат бария

MgSO3 — сульфит магния

FeS -сульфид железа (II)

CaCO3 -карбонат кальция

K2SiO3 -силикат калия

Al2(SO4)3 -сульфат алюминия

 

1. Кислоты реагируют

  • с металлами, стоящими в ряду активностм левее водорода с выделением водорода (кроме азотной и концентрированной серной)
  • с основными оксидами с образованием соли и воды
  • с основаниями с образованием соли и воды
  • с солями, образованными более слабыми кислотами с выпадением осадка или выделением газа

2. Азотная кислота реагирует со всеми металлами, кроме Au, Pt, Al, Fe, при этом водород не выделяется, а образуются различные соединения азота (NH4NO3, N2, N2O, NO, NO2) в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

3. Концентрированная серная кислота реагирует со всеми металлами, кроме Au, Pt, Al, Fe, при этом водород не выделяется, а выделяются различные соединения серы (H2S, S, SO2) в зависимости от активности металла.

4. Вытеснительный ряд кислот (по убыванию):

H2SO4 —> HCl и HNO3 —> H3PO4 —> H2SO3 —> H2S —> H2CO3 —> H2SiO3

5. Кислоты (кроме нерастворимой в воде кремниевой кислоты) изменяют окраску индикаторов: фиолетовый лакмус в кислотах краснеет, оранжевый метилоранж становится розовым.

 

6. Щелочи реагируют с кремнием, галогенами, кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными металлами и растворимыми солями, если выпадает осадок или выделяется газ аммиак.

7. Щелочи при нагревании не разлагаются, изменяют окраску индикаторов: фиолетовый лакмус в щелочах синеет, оранжевый метилоранж становится желтым, бесцветный фенолфталеин становится малиновым.

8. Нерастворимые основания реагируют с кислотами и разлагаются при нагревании на оксид металла и воду.

9. Амфотерные основания реагируют с кислотами, щелочами и разлагаются при нагревании.

 

10. Соли реагируют

  • со щелочами (если выпадает осадок или выделяется газ аммиак)

  • с кислотами, более сильными, чем та, которой образована соль

  • с другими растворимыми солями (если выпадает осадок)

  • с металлами (более активные вытесняют менее активные)

  • с галогенами (более активные галогены вытесняют менее активные и серу)

11. Нитраты разлагаются с выделением кислорода:

  • если металл стоит до Mg, образуется нитрит + кислород

  • если металл от Mg до Cu, образуется оксид металла + NO2 + O2

  • если металл стоит после Cu, образуется металл + NO2 + O2

  • нитрат аммония разлагается на N2O и H2O

12. Карбонаты щелочных металлов не разлагаются при нагревании

13. Карбонаты металлов II группы разлагаются на оксид металла и углекислый газ

Давайте порассуждаем вместе

1. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакции.

Исходные вещества

Продукты реакции

А) Na2CO3 + HCl 1) NaCl + CO2 + H2O
Б) Na2CO3 + CO2 + H2O 2) NaHCO3 + HCl
В) Na2CO3 + CaCl2 3) NaOH + NaHCO3
4) NaHCO3
5) NaCl + CaCO3

 

Ответ:

т.к. Na2CO32HCl = 2NaCl + CO2 + H2O

Na2CO3 + CO2 + H2O = NaHCO3

Na2CO3 + CaCl2 = 2NaCl + CaCO3

2. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакции.

Исходные вещества

Продукты реакции

А) H2SO4 + MgO 1) MgSO4 + H2O
Б) H2SO4 + Mg(OH)2 2) MgSO4 + H2
В) Mg + H2S 3) MgS + H2O
4) MgH2 + S
5) MgS + H2

 

Ответ:

т.к. H2SO4 + MgO = MgSO4 + H2O

H2SO4 + Mg(OH)2 = MgSO4 + 2H2O

Mg + H2S = MgS + H2

 

 

3. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакции.

Исходные вещества

Продукты реакции

А) Al2O3 + NaOH 1) NaAlO2 + H2O
Б) Al2O3 + HCl 2) NaH2AlO3
В) Na2SO3 + CaCl2 3) AlCl3 + H2O
4) AlCl3 + H2
5) NaCl + CaSO3

 

Ответ:

т.к. Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Na2SO3 + CaCl2 = 2NaCl + CaSO3

 

Таблица растворимости солей, кислот и оснований

Содержание:

Таблица растворимости вместе с таблицей Менделеева являются основным теоретическим материалом при изучении химии! Растворимость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц.

Если при изучении материала на данной странице у Вас возникнут вопросы, Вы всегда можете задать их на нашем форуме. Также на Вам помогут решить задачи по химии, теории вероятности, математике, геометрии и многим другим предметам!


Полная таблица растворимости солей, кислот и оснований


Условные обозначения таблицы растворимости:
Р — вещество хорошо растворимо в воде;
М — вещество малорастворимо в воде;
Н — вещество практически нерастворимо в воде, но легко растворяется в слабых или разбавленных кислотах;
РК — вещество нерастворимо в воде и растворяется только в сильных неорганических кислотах;
НК — вещество нерастворимо ни в воде, ни в кислотах;
Г — вещество полностью гидролизуется при растворении и не существует в контакте с водой;
— вещество не существует.

Стандартная (школьная) таблица растворимости


Таблица растворимости используют для проверки условий протекания реакции, так как одним из условий протекания реакции является образование осадка (необратимость протекания реакции), то по таблице расворимости можно проверить образование осадка и тем самым определить, протекает реакиция или нет.

Помимо таблицы растворимости на сайте Вы можете посмотреть тригонометрические формулы, таблицу производных и таблицу интегралов. Пользуйтесь на здоровье!

Слишком сложно?

Таблица растворимости солей, кислот и оснований не по зубам? Тебе ответит эксперт через 10 минут!

Свойства кислот

Кислотыэто сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка. Общая формула кислот НnА, где А — кислотный остаток. Кислоты (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы водорода Н+ и анионы кислотного остатка.

Классификация. По наличию (отсутствию) кислорода в составе кислот они подразделяются на кислородсодержащие (например, H3PO4и H2SO4) и бескислородные (например, HCl и HBr). По основности (числу ионов H+, образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) кислоты делятся на одноосновные (если образуется один ион H+: HClH+ + Cl; одна ступень диссоциации) и многоосновные двухосновные (если образуются два иона H+: H2SO4 2H+ + SO42–; две ступени диссоциации), трехосновные (если образуются три иона H+: H3PO4 3H+ + PO43–; три ступени диссоциации) и т.д.

Физические свойства. Кислоты бывают газообразные, жидкие и твердые. Некоторые имеют запах и цвет. Кислоты отличаются различной растворимостью в воде.

 

Химические свойства кислот

 

1) Диссоциация: HCl + nH2OH+×kH2O + Cl×mH2O (сокращенно: HClH+ + Cl ).

 Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням (в основном по первой):

 

H2SO4 H+ + НSO4  (1 ступень) и HSO4 H+ + SO42– (2 ступень).

 

2) Взаимодействие с индикаторами:

 

индикатор + Н+ (кислота)   окрашенное соединение.

 

Фиолетовый лакмус и оранжевый метилоранж окрашиваются в кислых средах в розовый цвет, бесцветный раствор фенолфталеина не меняет своей окраски.

3) Разложение. При разложении кислородсодержащих кислот получаются кислотный оксид и вода.

 

H2SiO3 SiO2 + H2O.

 

Бескислородные кислоты распадаются на простые вещества:

 

2HCl Cl2 + H2.

 

Кислоты-окислители разлагаются сложнее:

4НNO3  4NO2­ + 2H2O + O2­.

 

4) Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

 

H2SO4+ Ca(OH)2 ® CaSO4¯ + 2H2O       2H+ + SO42–+ Ca2+ +2OH ® CaSO4¯ + 2H2O

H2SO4+ Zn(OH)2 ® ZnSO4 + 2H2O               2H+  +  Zn(OH)2 ® Zn2+  + 2H2O.

 

5) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

 

H2SO4+ CaO ® CaSO4¯ + H2O          2H+ + SO42–+ CaO ® CaSO4¯ + H2O

H2SO4+ ZnO ® ZnSO4 + H2O          2H+  + ZnO ® Zn2+  + H2O.

 

6) Взаимодействие с металлами: а) кислоты-окислители по Н+ (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, H3PO4и др.).

В реакцию вступают металлы, расположенные в ряду активности до водорода:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

 

2HCl + Fe ® FeCl2 + H2­          2H+ + Fe ® Fe2+ + H2­.

 

б) кислоты-окислители по аниону (концентрированная серная, азотная любой концентрации):

 

2Fe + 6H2SO4 (конц.)  Fe2(SO4)3 + 3SO2­ + 6H2O

2Fe + 12H++ 3SO42–® 2Fe3+ + 3SO2­ + 6H2O.

 

7) Взаимодействие с солями. Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок:

 

2HCl + Na2CO3® 2NaCl + CO2­ + H2O          2H+ + CO32–® CO2­ + H2O

СaCl2 + H2SO4 ® CaSO4¯ + 2HCl             Сa2+ + SO42- ® CaSO4¯.

 

Получение. Бескислородные кислоты получают:

1) Из неметаллов и водорода с последующим растворением образовавшегося газа в воде:

 

Cl2 + H2 2HCl.

 

2) При действии сильных кислот на соли более слабых или летучих бескислородных кислот:

 

2HCl + Na2S ® 2NaCl + Н2S­                          2H+ + S2– ® Н2S­.

 

Кислородсодержащие кислоты получают:

1) Взаимодействием кислотного оксида и воды. Оксид кремния(IV) SiO2с водой не реагирует!

 

SO2 + H2O H2SO3.

 

2) При действии сильных кислот на соли более слабых или летучих кислородсодержащих кислот:

 

2HCl + Na2CO3® 2NaCl + Н2СО3                   2H+ + CO32– ® Н2СО3.

Л.А. Яковишин

15.1: Классификация кислот и оснований

Цели обучения

  • Чтобы понять различия между тремя определениями кислот и оснований
  • Определение кислот, оснований и сопряженных кислотно-основных пар в соответствии с тремя определениями кислот и оснований
  • Чтобы понять концепцию сопряженных кислотно-основных пар в кислотно-основных реакциях
  • Напишите уравнение реакции переноса протона с участием кислоты или основания Бренстеда-Лоури и покажите, как его можно интерпретировать как реакцию переноса пары электронов , четко идентифицируя донор и акцептор.
  • Приведите пример кислотно-основной реакции Льюиса , в которой не участвуют протоны.

Кислоты и основания известны давно. Когда Роберт Бойль охарактеризовал их в 1680 году, он отметил, что кислоты растворяют многие вещества, изменяют цвет некоторых природных красителей (например, они меняют лакмусовый лакмус с синего на красный) и теряют эти характерные свойства после контакта со щелочами (основаниями). . В восемнадцатом веке было признано, что кислоты имеют кислый вкус, вступают в реакцию с известняком с выделением газообразного вещества (ныне известное как CO 2 ) и взаимодействуют со щелочами с образованием нейтральных веществ.В 1815 году Хамфри Дэви внес большой вклад в развитие современной кислотно-щелочной концепции, продемонстрировав, что водород является незаменимым компонентом кислот. Примерно в то же время Джозеф Луи Гей-Люссак пришел к выводу, что кислоты — это вещества, которые могут нейтрализовать основания, и что эти два класса веществ можно определить только в терминах друг друга. Значение водорода было вновь подчеркнуто в 1884 году, когда Карл Аксель Аррениус определил кислоту как соединение, которое растворяется в воде с образованием катионов водорода (теперь признанных ионами гидроксония), и основание как соединение, которое растворяется в воде с образованием гидроксид-анионов.

Кислоты и основания — обычные растворы, которые существуют повсюду. Почти каждая жидкость, с которой мы сталкиваемся в повседневной жизни, имеет кислотные и основные свойства, за исключением воды. Они обладают совершенно другими свойствами и способны нейтрализоваться с образованием H 2 O, что будет обсуждаться позже в подразделе. Кислоты и основания можно определить по их физическим и химическим наблюдениям (Таблица \ (\ PageIndex {1} \)).

Таблица \ (\ PageIndex {1} \): Общие свойства кислот и оснований
КИСЛОТЫ ОСНОВЫ
вызывают колющую боль в ране. дает ощущение скользкости.
вкус кисловатый. вкус горький.
бесцветны при помещении в фенолфталеин (индикатор). — розовые при помещении в фенолфталеин (индикатор).
красные на синей лакмусовой бумаге (индикатор pH). — синие на красной лакмусовой бумаге (индикатор pH).
имеют pH <7. имеют pH> 7.
образуют водород при взаимодействии с металлами.
образуют диоксид углерода при взаимодействии с карбонатами.
Общие примеры: лимоны, апельсины, уксус, моча, серная кислота, соляная кислота

Общие примеры: мыло, зубная паста, отбеливатель, чистящие средства, известковая вода, аммиачная вода, гидроксид натрия.

Кислоты и основания в водных растворах будут проводить электричество, потому что они содержат растворенные ионы. Следовательно, кислоты и основания , электролиты . Сильные кислоты и основания будут сильными , электролитами . Слабые кислоты и основания будут слабыми электролитами. Это влияет на величину проводимости.

В химии кислоты и основания были определены по-разному в . Три набора теорий : Первая — это определение Аррениуса, определенное выше, которое вращается вокруг идеи, что кислоты — это вещества, которые ионизируются (отщепляются) в водном растворе с образованием водорода ( H + ), в то время как основания производят ионы гидроксида (OH ) в растворе.Два других определения подробно обсуждаются, включая определение Бренстеда-Лоури , которое определяет кислоты как вещества, которые отдают протоны (H + ), тогда как основания — это вещества, которые принимают протоны, а теория Льюиса кислот и оснований утверждает, что кислоты являются акцепторами электронных пар, а основания — донорами электронных пар. {+}} \), которые присутствуют при добавлении в воду.{-} (aq)} \ label {eq3} \]

Все кислоты Аррениуса содержат легко отделяемый водород, который образует ионы гидроксония в растворе, а все основания Аррениуса имеют легко отделяемые группы ОН, которые образуют ионы гидроксида в растворе.

Ограничение аррениусовского определения кислот и оснований

Аррениусовские определения кислотности и щелочности ограничиваются водными растворами и относятся к концентрации сольватированных ионов. Согласно этому определению, чистый \ (\ ce {h3SO4} \) или \ (\ ce {HCl} \), растворенный в толуоле, не является кислотным, несмотря на тот факт, что обе эти кислоты будут отдавать протон толуолу.{-}} \)) легко депротонирует аммиак. Таким образом, определение Аррениуса может описывать только кислоты и основания в водной среде. Определение Аррениуса может только описывать кислоты и основания в протонных растворителях и средах (например, вода, спирты, в белках и т. -} \), и сопряженную кислоту аммиака, \ (\ ce {Nh5 +} \):

Реакция между кислотой Бренстеда-Лоури и водой называется кислотной ионизацией.{-}}]} {[\ ce {C5NH5}]} \ nonumber \]

Обратите внимание, что обе эти реакции ионизации представлены как равновесные процессы. Относительная степень протекания этих реакций кислотной и основной ионизации — важная тема, рассматриваемая в следующем разделе этой главы. В предыдущих абзацах мы видели, что вода может действовать как кислота или основание, в зависимости от природы растворенного вещества, растворенного в ней. Фактически, в чистой воде или в любом водном растворе вода действует как кислота и основание.{−11} M \ nonumber \]

Амфотерные виды

Подобно воде, многие молекулы и ионы могут приобретать или терять протон при соответствующих условиях. Такие виды называют амфипротическими. Другой термин, используемый для описания таких видов, — амфотерный, который является более общим термином для видов, которые могут действовать как кислота или основание по любому определению (не только по определению Бренстеда-Лоури). 2 -} (водн.) + \ Ce {H_2O} _ {(l)} \)

Кислоты и основания Льюиса

Концепция донора-акцептора протонов Бренстеда-Лоури была одной из самых успешных теорий химии.Но, как и в случае с любой такой теорией, справедливо спросить, не является ли это частным случаем более общей теории, которая могла бы охватывать даже более широкий диапазон химической науки. В 1916 г. Льюис из Калифорнийского университета предположил, что электронная пара является доминирующим действующим лицом в кислотно-щелочной химии. Теория Льюиса была известна лишь в 1923 году (в том же году, когда Бронстед и Лоури опубликовали свою работу), но с тех пор она была признана очень мощным инструментом для описания химических реакций самого разного типа и широко используется в органическая и неорганическая химия.Концепция кислот и оснований Бренстеда-Лоури определяет основание как любое вещество, которое может принимать протон, а кислоту как любое вещество, которое может отдавать протон. Льюис предложил альтернативное определение, которое вместо этого фокусируется на пар электронов . По словам Льюиса:

  • Кислота — это вещество, которое принимает пару электронов и при этом образует ковалентную связь с объектом, который поставляет электроны.
  • Основание — это вещество, которое отдает неподеленную пару электронов принимающей части, с которой электроны могут быть общими.

В современной химии доноры электронов часто называют нуклеофилами, а акцепторы — электрофилами.

Кислотно-основная нейтрализация Льюиса с переносом электронных пар

Подобно тому, как любая кислота Аррениуса также является кислотой Бренстеда, любая кислота Бренстеда также является кислотой Льюиса, поэтому все различные кислотно-основные концепции «совместимы снизу вверх». Хотя нам действительно не нужно думать о переносах электронных пар, когда мы имеем дело с обычными кислотно-щелочными реакциями в водном растворе, важно понимать, что именно возможность обмена электронными парами делает возможным перенос протонов.

Это уравнение для простой кислотно-щелочной нейтрализации показывает, что определения Бренстеда и Льюиса на самом деле представляют собой просто разные взгляды на один и тот же процесс. Обратите особое внимание на следующие моменты:

  • Стрелка показывает движение протона от иона гидроксония к иону гидроксида.
  • Обратите внимание, что сами электронные пары не двигаются; они остаются прикрепленными к своим центральным атомам. Электронная пара на основании «передается» акцептору (протону) только в том смысле, что в конечном итоге она разделяется с акцептором , а не является исключительной собственностью атома кислорода в ионе гидроксида.
  • Хотя ион гидроксония здесь является номинальной кислотой Льюиса, он сам по себе не принимает электронную пару, а действует просто как источник протона, который координируется с основанием Льюиса.

Примечание

Особенно важно иметь в виду пару электронов, остающуюся на донорной частице. Во-первых, он отличает кислотно-основную реакцию Льюиса от окислительно-восстановительной реакции , в которой действительно происходит физический перенос одного или нескольких электронов от донора к акцептору.

Продукт кислотно-основной реакции Льюиса известен формально как «аддукт , » или «комплекс», хотя мы обычно не используем эти термины для простых реакций переноса протона, таких как реакция в приведенном выше примере. Здесь протон соединяется с гидроксид-ионом с образованием «аддукта» \ (\ ce {h3O} \). Следующие ниже примеры иллюстрируют эти моменты для некоторых других реакций переноса протона, с которыми вы уже должны быть знакомы.

Другой пример, показывающий автопротолиз воды.{+}} \) ион.

Кислотно-щелочная нейтрализация Льюиса без переноса протонов

Молекулы с дефицитом электронов, такие как BCl 3 , содержат менее октета электронов вокруг одного атома и имеют сильную тенденцию получать дополнительную пару электронов, реагируя с веществами, которые обладают неподеленной парой электронов. Определение Льюиса, которое менее ограничительно, чем определение Бронстеда – Лоури или определение Аррениуса, выросло из его наблюдения за этой тенденцией.Общая кислотно-основная реакция Бренстеда – Лоури может быть изображена электронными символами Льюиса следующим образом:

Протон (H + ), не имеющий валентных электронов, является кислотой Льюиса, потому что он принимает неподеленную пару электронов на основании для образования связи. Протон, однако, является лишь одним из многих электронодефицитных частиц, которые, как известно, реагируют с основаниями. Например, нейтральные соединения бора, алюминия и других элементов группы 13, которые обладают только шестью валентными электронами, имеют очень сильную тенденцию к получению дополнительной пары электронов.Таким образом, такие соединения являются мощными кислотами Льюиса, которые реагируют с донором электронных пар, таким как аммиак, с образованием кислотно-основного аддукта, новой ковалентной связи, как показано здесь для трифторида бора (BF 3 ):

Связь, образованная между кислотой Льюиса и основанием Льюиса, представляет собой координированную ковалентную связь , потому что оба электрона обеспечиваются только одним из атомов (N в случае F 3 B: NH 3 ). Однако после образования координированная ковалентная связь ведет себя как любая другая ковалентная одинарная связь.

Виды с очень слабыми основаниями Бренстеда – Лоури могут быть относительно сильными основаниями Льюиса. Например, многие из тригалогенидов группы 13 хорошо растворимы в эфирах (R – O – R ‘), потому что атом кислорода в эфире содержит две неподеленные пары электронов, как и в H 2 O. Следовательно, преобладающие частицы в Растворы электронодефицитных тригалогенидов в эфирных растворителях представляет собой кислотно-основной аддукт Льюиса. Реакция этого типа показана на рисунке \ (\ PageIndex {1} \) для трихлорида бора и диэтилового эфира:

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): реакция кислоты Льюиса / основания треххлористого бора и реакция диэтилового эфира

Примечание

  • Электронно-дефицитные молекулы (имеющие менее одного октета электронов) являются кислотами Льюиса.
  • Кислотно-основное поведение многих соединений можно объяснить их электронными структурами Льюиса.

Многие молекулы с кратными связями могут действовать как кислоты Льюиса. В этих случаях основание Льюиса обычно отдает пару электронов для образования связи с центральным атомом молекулы, в то время как пара электронов, смещенных из кратной связи, становится неподеленной парой на конечном атоме.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Сильно электроотрицательные атомы кислорода оттягивают электронную плотность от углерода, поэтому атом углерода действует как кислота Льюиса.Стрелки указывают направление потока электронов.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Кислота Льюиса / основная реакция гидроксид-иона с диоксидом углерода

Пример \ (\ PageIndex {4} \)

Определите кислоту и основание в каждой кислотно-основной реакции Льюиса.

  1. BH 3 + (CH 3 ) 2 S → H 3 B: S (CH 3 ) 2
  2. CaO + CO 2 → CaCO 3
  3. BeCl 2 + 2 Cl → BeCl 4 2-

Дано: реактивы и продукты

Запрошено: идентичность кислоты Льюиса и основания Льюиса

Стратегия:

В каждом уравнении укажите реагент с дефицитом электронов и реагент, являющийся донором пары электронов.Электронодефицитным соединением является кислота Льюиса, а другим — основание Льюиса.

Решение:

  1. В BH 3 бор имеет только шесть валентных электронов. Следовательно, в нем электронодефицит и он может принимать неподеленную пару. Как и кислород, атом серы в (CH 3 ) 2 S имеет две неподеленные пары. Таким образом (CH 3 ) 2 S отдает электронную пару серы атому бора BH 3 . Основание Льюиса — (CH 3 ) 2 S, а кислота Льюиса — BH 3 .
  2. Как и в реакции, показанной в уравнении 8.21, CO 2 принимает пару электронов от иона O 2- в CaO с образованием карбонатного иона. Кислород в CaO является донором электронных пар, поэтому CaO является основанием Льюиса. Углерод принимает пару электронов, поэтому CO 2 является кислотой Льюиса.
  3. Хлорид-ион содержит четыре неподеленных пары. В этой реакции каждый хлорид-ион отдает одну неподеленную пару BeCl 2 , который имеет только четыре электрона вокруг Be.Таким образом, ионы хлора являются основаниями Льюиса, а BeCl 2 — кислотой Льюиса.

Упражнение \ (\ PageIndex {4A} \)

Определите кислоту и основание в каждой кислотно-основной реакции Льюиса.

  1. (канал 3 ) 2 O + BF 3 → (канал 3 ) 2 O: BF 3
  2. H 2 O + SO 3 → H 2 SO 4
Ответьте на

База Льюиса: (CH 3 ) 2 O; Кислота Льюиса: BF 3

Ответ б

Основание Льюиса: H 2 O; Кислота Льюиса: SO 3

Упражнение \ (\ PageIndex {4B} \)

Вот еще несколько примеров кислотно-основных реакций Льюиса, которые не может учесть в рамках моделей Бренстеда или Аррениуса.{2 +} \) Видео \ (\ PageIndex {1} \): Обзор кислот и оснований Льюиса

Резюме

Соединение, которое может отдавать протон (ион водорода) другому соединению, называется кислотой Бренстеда-Лоури. Соединение, которое принимает протон, называется основанием Бренстеда-Лоури. Частица, остающаяся после того, как кислота Бренстеда-Лоури потеряла протон, представляет собой сопряженное основание кислоты. Соединение, образующееся, когда основание Бронстеда-Лоури приобретает протон, представляет собой сопряженную кислоту основания. Таким образом, кислотно-основная реакция происходит, когда протон переносится от кислоты к основанию, с образованием сопряженного основания реагирующей кислоты и образованием сопряженной кислоты реагирующего основания.{−14} \; в\; 25 ° C} \ nonumber \]

Глоссарий

кислотная ионизация
реакция, включающая перенос протона от кислоты к воде с образованием ионов гидроксония и сопряженного основания кислоты
амфипротический
вид, который может получить или потерять протон в реакции
амфотерный
разновидность, которая может действовать как кислота или основание
автоионизация
реакция между идентичными частицами с образованием ионных продуктов; для воды эта реакция включает перенос протонов с образованием ионов гидроксония и гидроксида
основная ионизация
реакция, включающая перенос протона от воды к основанию с образованием ионов гидроксида и сопряженной кислоты основания
Кислота Бренстеда-Лоури
донор протонов
База Бренстеда-Лоури
акцептор протонов
конъюгированная кислота
Вещество, образующееся, когда основание получает протон
основание конъюгата
Вещество, образующееся при потере протона кислотой
константа ион-продукт для воды ( K w )
константа равновесия для автоионизации воды

Авторы и указание авторства

Кислоты и основания

Кислоты, основания и шкала pH

Термины кислота и основание описывают химические характеристики многих веществ, которые мы используем ежедневно.Кислые вещи кислые на вкус. Обычные или щелочные вещества имеют мыльный вкус. Сильные кислоты вызывают коррозию, а сильные основания — едкие; оба могут вызвать серьезное повреждение кожи, которое похоже на ожог. Однако слабые кислоты и основания обычны и относительно безвредны для нас. Что делает вещество кислым или основным? Следующее уравнение — хорошее место для начала:

2 H 2 O & Равновесие; 1 H 3 O + + 1 OH

Начнем с двух молекул воды и переместим несколько атомов водорода.Одна молекула воды приобретает водород и, следовательно, принимает положительный заряд, в то время как другая молекула воды теряет атом водорода и, следовательно, становится отрицательно заряженной. H 3 O + называется ионом гидроксония, и он делает вещи кислыми. OH называется гидроксил-ионом, и он делает вещи основными. Однако в воде существует баланс между гидроксониями и гидроксилами, поэтому они нейтрализуют заряды друг друга. Чистая вода не является ни кислой, ни щелочной; это нейтрально.

Так как же что-то становится кислым или щелочным? Это происходит, когда гидроксоний и гидроксилы не сбалансированы.Если положительно заряженных гидроксониев больше, чем отрицательно заряженных гидроксилов, то вещество кислое. Если отрицательно заряженных гидроксилов больше, чем положительно заряженных гидроксониев, то вещество становится основным. pH фактически означает «потенциал (или мощность) водорода».

Примечание : Иногда люди пишут H + как сокращение от H 3 O + , и это может вызвать путаницу, потому что иногда, когда люди пишут H + , они действительно имеют в виду только H + и не H 3 O + .Следите за этим и попросите разъяснений!

Когда мы растворяем кислоты в воде, мы создаем избыток гидроксония. Когда мы растворяем основания в воде, мы создаем избыток гидроксилов. Вот два примера. Уксус, слабая кислота, имеет химическую формулу CH 3 COOH. При растворении в воде он превращается в CH 3 COO и H + . Ионы H + объединяются с молекулами воды с образованием H 3 O + , поэтому раствор становится кислым.Теперь давайте посмотрим на щелок, сильное основание с химической формулой NaOH (гидроксид натрия). Если мы добавим NaOH в воду, он диссоциирует на Na + и OH . Натрий не делает ничего важного, но гидроксилы делают раствор более щелочным.

Последний вопрос: почему сильные кислоты и сильные основания такие противные? Это потому, что они не сбалансированы. У них либо слишком много положительных зарядов, и они ищут отрицательные, чтобы восстановить баланс, либо у них слишком много отрицательных зарядов, и они ищут положительные, чтобы восстановить баланс.Это заставляет их очень быстро реагировать на все, с чем они контактируют. Когда положительные и отрицательные стороны равны, они нейтрализуют друг друга.

Что такое pH ?: pH — это шкала, по которой мы измеряем силу кислот и оснований. pH обозначает потенциал водорода и приблизительно равен отрицательному значению десятичного логарифма молярной концентрации ионов водорода, поэтому pH = -log 10 [H + ]

Шкала pH — это показатель кислотности по 14-балльной шкале, где 7 — нейтральная средняя точка.pH представляет собой логарифмическую шкалу (как шкала Рихтера для землетрясений), поэтому pH 4 в 10 раз более кислый, чем pH 5, и в 100 раз более кислый, чем pH 6. Вы можете купить электронные pH-метры или pH-индикатор. бумага от любой биологической или лабораторной компании-поставщика, которая может быть использована для точного измерения кислотного или основного качества веществ, которые вы хотите проверить. Попробуйте это моделирование, чтобы определить pH некоторых распространенных веществ.

Дополнительный мини-эксперимент : Сделайте свой собственный индикатор pH, используя сок красной капусты.Смешайте 2 стакана нарезанных листьев красной капусты и 1 стакан воды в кухонном комбайне или электрическом блендере, пока кусочки не станут крошечными и однородными. Процедите твердые частицы и оставьте жидкость. Если у вас нет блендера, вы также можете крупно нарезать капусту и варить ее в воде около 5 минут, пока жидкость не станет темно-фиолетовой. Эта фиолетовая жидкость изменит цвет в зависимости от кислотности или щелочности веществ, которые вы хотите проверить. Добавьте около 10 капустного сока примерно к 1 столовой ложке исследуемого вещества.Какого цвета капустный сок превращается в кислоту, такую ​​как белый уксус? Какого цвета капустный сок превращается в основу, такую ​​как пищевая сода и водный раствор?

Проверьте pH различных веществ и разработайте соответствующую цветовую шкалу pH. Сравните свои результаты с таблицей здесь.

Вы также можете сделать индикаторную бумагу, окунув полоски белого бумажного полотенца, кофейные фильтры или белый картон в капустный сок, пока они не станут фиолетовыми. Когда фиолетовые полоски высохнут, используйте зубочистку, соломинку для соды или пипетку, чтобы нанести на полоски каплю тестового раствора.Как результаты соотносятся с вашей диаграммой pH?

сильных кислот и оснований: таблица и примеры — видео и стенограмма урока

Strong Acids

Вы можете быть немного удивлены, когда узнаете, что одна из самых сильных кислот находится внутри вашего тела! Соляная кислота , или HCl , представляет собой составное вещество, состоящее из атомов водорода и хлора, имеющее pKa -7. Эта кислота не существует в полной мере в вашем теле. Его смешивают с другими соединениями, снижающими кислотность.

Химическое название Химическая формула Ионизация
Соляная кислота HCl Н (+) + Cl (-)
Серная кислота ч3 SO4 Н (+) + HSO4
Азотная кислота HNO3 H (+) + NO3
Йодоводородная кислота HI Н (+) + Я (-)
Бромоводородная кислота HBr Н (+) + Br (-)
Хлорная кислота HClO4 Н (+) + HClO3

Если вы занимаетесь садоводством, то, вероятно, вы использовали удобрение, изготовленное из серной кислоты , другой сильной кислоты.Серная кислота — это кислота, состоящая из водорода в сочетании с сульфатом, дающая химическую формулу h3 SO4 . PKa серной кислоты составляет от -3 до 2 в зависимости от концентрации.

Или, возможно, вы использовали удобрение, изготовленное из азотной кислоты или HNO3 . Это сильная кислота, состоящая из водорода и нитрата, с pKa -1,3. Другие сильные кислоты включают иодистоводородную кислоту, хлорноватую кислоту, бромистоводородную кислоту и хлорную кислоту.

Strong Bases

Вероятно, прямо сейчас у вас дома есть вещества, изготовленные на основе сильных оснований. NaOH , или гидроксид натрия , представляет собой основное вещество с pKb около 0,2, состоящее из атома натрия и молекулы гидроксида. Обычно он используется при изготовлении пластика и очистителей канализации.

Химическое название Химическая формула Ионизация
Гидроксид натрия NaOH Na (+) + OH (-)
Гидроксид калия КОН К (+) + ОН (-)
Гидроксид рубидия RbOH Rb (+) + OH (-)
Гидроксид кальция CaOh3 Са (+) + 2ОН (-)
Гидроксид цезия CsOH Cs (+) + ОН (-)
Гидроксид лития LiOH Li (+) + OH (-)

Еще одним сильным основанием является гидроксид калия с химической формулой KOH .Это базовое вещество с pKb 0,5. Это обычная основа для щелочных батарей, многих мыла и моющих средств. Иногда вы увидите его под другим названием — едкий калий.

Есть еще около четырех других баз, которые считаются сильными, чтобы завершить шесть самых сильных баз. Это гидроксид рубидия, гидроксид кальция, гидроксид цезия и гидроксид лития.

Краткое содержание урока

Теория Аррениуса утверждает, что кислоты — это заряженные молекулы или соединения, которые выделяют ионы водорода (H +) при диссоциации, а оснований — это заряженные молекулы или соединения, которые выделяют гидроксид-ионы (OH-), когда они диссоциируют. они диссоциируют.Базовый также называется щелочным .

Ka сообщает, насколько велика вероятность диссоциации кислоты, а Kb сообщает, насколько вероятно диссоциация основания. pKa — отрицательный логарифм Ka, а pKb — отрицательный логарифм Kb. Меньшие значения pKa указывают на сильную кислоту, а меньшие значения pKb указывают на сильное основание.

К сильным кислотам относятся:

  • Соляная кислота (HCl) : pKa -7
  • Серная кислота (h3 SO4 : pKa от -3 до -2
  • Азотная кислота (HNO3) : pKa 1.3
  • Йодоводородная кислота
  • Хлорная кислота
  • Бромистоводородная кислота
  • Хлорная кислота

Сильные основания включают:

  • Гидроксид натрия (NaOH) : pKb 0,2
  • Гидроксид калия (КОН) , также называемый едким калием: pKb 0,5
  • Гидроксид рубидия
  • Гидроксид кальция
  • Гидроксид цезия
  • Гидроксид лития

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильная кислота или сильное основание полностью ионизируется (диссоциирует) в растворе.В воде один моль сильной кислоты HA растворяется с образованием одного моля H + (в виде иона гидроксония H 3 O + ) и одного моля сопряженного основания A . По сути, не остается неионизированной кислоты ГК.

Сильная кислота: HA + H 2 O → A (водн.) + H 3 O + (водн.)

Сильное основание: BOH + H 2 O → B + ( водн.) + OH (водн.)

Примеры сильных кислот и оснований приведены в таблице ниже.В водном растворе каждый из этих по существу ионизирует 100%.


Слабая кислота или слабое основание только частично диссоциирует . В состоянии равновесия в растворе присутствуют как кислота, так и сопряженное основание

Слабая кислота: AH + H 2 O ↔ A (водн.) + H 3 O + (водн.)

Слабое основание: BOH + H 2 O ↔ B + (водный) + OH (водный) или

B + H 2 O ↔ BH + (водный) + OH (водн.)

Примеры слабых кислот и оснований приведены в таблице ниже.

Более сильные кислоты имеют большую константу кислотной диссоциации (Ka) и меньшую логарифмическую константу (pKa = −log Ka), чем более слабые кислоты. Чем сильнее кислота, тем легче она теряет протон H +.

Двумя ключевыми факторами, которые способствуют легкости депротонирования, являются полярность связи H-A и размер атома A, который определяет прочность связи H-A. Сила кислоты также зависит от стабильности конъюгированной основы.

См. Также Кислотно-основные свойства водных растворов солей с ионами как кислот, так и оснований, Буферные растворы, pKa неорганических кислот и оснований, pKa фенолов, спиртов и карбоновых кислот и pKa аминов, диаминов и циклических органических соединений азота , а также кислотно-щелочные индикаторы pH или значений pH некоторых растворов кислот и оснований.

KNO 911 Гидроксид калия
Стонг кислоты
Сильные основания
Бромистоводородная кислота HBr Гидроксид бария Ba (OH) 2
HCl Гидроксид кальция Ca (OH) 2
Йодистоводородная кислота HI ​​ Гидроксид лития LiOH
Азотная кислота HNO 3
Хлорная кислота HClO 4 Гидроксид натрия NaOH
Серная кислота H 2 SO 4 Гидроксид стронция Sr (OH) 2
роль воды

Определения кислот и оснований
и роль воды


Свойства кислот и Основания согласно Boyle

В 1661 году Роберт Бойль резюмировал свойства кислот следующим образом: следует.

1. Кислоты имеют кислый вкус.

2. Кислоты едкие.

3. Кислоты изменяют цвет некоторых растительных красителей, например лакмус, от синего до красного.

4. Кислоты теряют кислотность при сочетании с щелочи.

Название «кислота» происходит от латинского acidus , что означает «кислый» и относится к резкому запаху и кисловатый вкус многих кислот.

Примеры: уксус кислый на вкус, потому что это разбавленный раствор. уксусной кислоты в воде.Лимонный сок кислый на вкус, потому что он содержит лимонную кислоту. Молоко скисает, когда портится, потому что образуется молочная кислота, и неприятный кисловатый запах гнилого мясо или масло можно отнести к таким соединениям, как масляная кислоты, образующиеся при порче жира.

В 1661 году Бойль резюмировал свойства щелочей следующим образом: следует.

  • Щелочи кажутся скользкими.
  • Щелочи меняют цвет лакмусовой бумажки с красного на синий.
  • Щелочи становятся менее щелочными в сочетании с кислоты.

По сути, Бойль определил щелочи как вещества, которые потребляют, или нейтрализовать кислоты. Кислоты теряют свойственный кислый вкус и способность растворять металлы при смешивании с щелочами. Щелочи даже обращают вспять изменение цвета, которое происходит, когда лакмусовая контактирует с кислотой. Со временем стали известны щелочи. как базы , потому что они служат «базой» для делая определенные соли.


Аррениус Определение кислот и оснований

В 1884 году Сванте Аррениус предположил, что соли, такие как NaCl диссоциируют, когда они растворяются в воде, давая частицы, которые он назвали ионов .

Слабые кислоты
9 0013
Слабые основания
Уксусная кислота CH 3 COOH Аммиак NH 3
Угольная кислота H 2 CO Диэтиламин (CH 3 CH 2 ) 2 NH
Муравьиная кислота CHOOH Метиламин CH 3 NH 2
Гидроциановая кислота Бикарбонат натрия NaHCO 3
Плавиковая кислота HF
Фосфорная кислота H 3 PO 4
H 2 O
NaCl ( с ) Na + ( водн. ) + Cl ( водн. )

Три года спустя Аррениус расширил эту теорию, предложив что кислоты — нейтральные соединения, которые ионизируют , когда они растворяются в воде с образованием ионов H + и соответствующего отрицательный ион.Согласно его теории, хлористый водород — это кислоты, потому что она ионизируется, когда растворяется в воде, чтобы дать ионы водорода (H + ) и хлорида (Cl ) как показано на рисунке ниже.

H 2 O
HCl ( г ) H + ( водн. ) + Cl ( водн. )

Аррениус утверждал, что основания — это нейтральные соединения, которые либо диссоциируют или ионизируют в воде с образованием ионов OH и положительный ион.NaOH является основанием Аррениуса, потому что он диссоциирует в вода с образованием гидроксида (OH ) и натрия (Na + ) ионы.

H 2 O
NaOH ( с ) Na + ( водн. ) + OH ( водн. )

Аррениусовая кислота — это любое вещество, которое ионизируется при растворении в воде с образованием H + , или водород, ион.

Основание Аррениуса — это любое вещество, которое дает ОН , или гидроксид, ион, когда он растворяется в воде.

Кислоты Аррениуса включают такие соединения, как HCl, HCN и H 2 SO 4 которые ионизируются в воде с образованием иона H + . Аррениус основания включают ионные соединения, которые содержат OH ион, такой как NaOH, KOH и Ca (OH) 2 .

Эта теория объясняет, почему кислоты обладают схожими свойствами: характерные свойства кислот возникают из-за присутствия ион H + , образующийся при растворении кислоты в воде.Это также объясняет, почему кислоты нейтрализуют основания и наоборот. Кислоты обеспечивают ион H + ; базы обеспечивают OH ион; и эти ионы объединяются, образуя воду.

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

Теория Аррениуса имеет несколько недостатков.

  • Может применяться только к реакциям, протекающим в воде. потому что он определяет кислоты и основания с точки зрения того, что происходит, когда соединения растворяются в воде.
  • Это не объясняет, почему некоторые соединения, в которых водород имеет степень окисления +1 (например, HCl) растворяется в вода для получения кислых растворов, тогда как другие (например, CH 4 ) нет.
  • Только соединения, содержащие ион OH можно отнести к базам Аррениуса. Аррениус теория не может объяснить, почему другие соединения (такие как Na 2 CO 3 ) обладают характерными свойствами оснований.


Роль H + и OH Ионы в химии водных растворов

Кислород

Becuase ( EN = 3,44) намного электроотрицательнее чем водород ( EN = 2,20), электроны в HO связи в воде не разделяются поровну между водородом и кислородом. атомы.Эти электроны притягиваются к атому кислорода в центре молекулы и вдали от атомов водорода на любом конец. В результате молекула воды полярная . Кислород атом несет частичный отрицательный заряд (-), а атомы водорода несут частичный положительный заряд (+).

Когда они диссоциируют с образованием ионов, молекулы воды образуют положительно заряженный ион H + и отрицательно заряженный ион ОН .

Возможна и обратная реакция. Ионы H + могут объединяться с ионами OH с образованием нейтральные молекулы воды.

Тот факт, что молекулы воды диссоциируют с образованием H + и ионы OH , которые затем могут рекомбинировать с образованием воды молекул, указывается следующим уравнением.


В какой степени Вода диссоциирует с образованием ионов?

При 25 ° C плотность воды составляет 0,9971 г / см 3 , или 0,9971 г / мл. Следовательно, концентрация воды составляет 55,35 моль.

Концентрация ионов H + и OH образованных диссоциацией нейтральных молекул H 2 O при эта температура всего 1.0 x 10 -7 моль / л. Соотношение концентрации иона H + (или OH ) концентрации нейтральных молекул H 2 O составляет поэтому 1,8 x 10 -9 .

Другими словами, только около 2 частей на миллиард (ppb) молекулы воды диссоциируют на ионы при комнатной температуре. В На рисунке ниже показана модель из 20 молекул воды, одна из которых диссоциировал с образованием пары H + и OH ионы.Если бы эта иллюстрация была фотографией с очень высоким разрешением структуры воды мы бы встретили пару H + и OH ионов в среднем только один раз на каждые 25 миллион таких фотографий.


Оперативный Определение кислот и оснований

Тот факт, что вода диссоциирует с образованием H + и OH ионов в обратимой реакции — основа для оперативного определение кислот и оснований, более мощное, чем определения, предложенные Аррениусом.С практической точки зрения, кислота любое вещество, повышающее концентрацию H + ион, когда он растворяется в воде. База — любое вещество что увеличивает концентрацию иона OH , когда растворяется в воде.

Эти определения связывают теорию кислот и оснований с простой лабораторный тест на кислоты и щелочи. Чтобы решить, будет ли соединение представляет собой кислоту или основание, мы растворяем его в воде и тестируем решение, чтобы узнать, является ли H + или OH концентрация ионов увеличилась.


Типичные кислоты и Основания

Свойства кислот и оснований являются результатом различий между химией металлов и неметаллов, как видно из химии этих классов соединений: водород, оксиды и гидроксиды.

Соединения, содержащие водород, связанный с неметаллом, называются Гидриды неметаллов . Поскольку они содержат водород в +1 степень окисления, эти соединения могут действовать как источник H + ион в воде.

Гидриды металлов , с другой стороны, содержат водород привязан к металлу. Поскольку эти соединения содержат водород в -1 степень окисления, они диссоциируют в воде с образованием H (или гидридный) ион.

Ион H с его парой валентных электронов может абстрагировать ион H + из молекулы воды.

Поскольку удаление ионов H + из молекул воды является одним способ увеличения концентрации ионов OH в раствор, гидриды металлов являются основаниями.

Аналогичный образец можно найти в химии оксидов. образованный металлами и неметаллами. Оксиды неметаллов растворяются в воде с образованием кислот. CO 2 растворяется в воде с образованием угольная кислота, SO 3 дает серную кислоту, а P 4 O 10 реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты.

Оксиды металлов , с другой стороны, являются основаниями.Металл оксиды формально содержат ион O 2-, который реагирует с вода с образованием пары ионов ОН .

Таким образом, оксиды металлов соответствуют рабочему определению основание.

Мы видим такую ​​же закономерность в химии соединений, которые содержат ОН, или гидроксид, группа. Гидроксиды металлов , такие как LiOH, NaOH, KOH и Ca (OH) 2 , являются основаниями.

Гидроксиды неметаллов , такие как хлорноватистая кислота (HOCl), кислоты.

В таблице ниже обобщены тенденции, наблюдаемые в этих трех категории соединений. Гидриды металлов, оксиды металлов и металл гидроксиды — основания. Гидриды неметаллов, оксиды неметаллов и гидроксиды неметаллов — кислоты.

Типичные кислоты и основания

Кислоты Основания
Гидриды неметаллов
HF, HCl, HBr, HCN,
HSCN, H 2 S
Гидриды металлов
HI, LiH, NaH,
KH, MgH 2 , CaH 2
Неметаллические оксиды
CO 2 , SO 2 , SO 3 ,
НЕТ 2 , П 4 O 10
Оксиды металлов
Li 2 O, Na 2 O, K 2 O,
MgO, CaO
Неметаллические гидроксиды
HOCl, HONO 2 ,
O 2 S (OH) 2 , OP (OH) 3
Гидроксиды металлов
LiOH, NaOH, KOH,
Ca (OH) 2 , Ba (OH) 2

Кислые атомы водорода в гидроксидах неметаллов в таблице выше не связаны с азотом, серой или атомы фосфора.В каждом из этих соединений кислый водород присоединен к атому кислорода. Таким образом, все эти соединения примеры оксикислот.

Структуры скелета для восьми оксикислот представлены на рисунке. ниже. Как правило, кислоты, содержащие кислород, имеют скелет. структуры, в которых кислые водороды присоединены к кислороду атомы.


Почему металл Гидроксидные основы и неметаллические гидроксиды кислоты?

Чтобы понять, почему гидроксиды неметаллов являются кислотами и металлами гидроксиды являются основаниями, мы должны смотреть на электроотрицательность атомов в этих соединениях.Начнем с типичного металла гидроксид: гидроксид натрия

Разница между электроотрицательностями натрия и кислород очень большой ( EN = 2,5). В результате электроны в NaO облигации не делятся поровну электроны тянутся к более электроотрицательному атому кислорода. Таким образом, NaOH диссоциирует с образованием Na + и OH . ионы при растворении в воде.

Мы получаем совсем другой узор, когда применяем тот же процедура для хлорноватистой кислоты, HOCl, типичного неметалла гидроксид.

Здесь разница электроотрицательностей атомы хлора и кислорода небольшие ( EN = 0,28). В результате электроны в ClO связь распределяется между двумя атомами более или менее поровну. ОН связь, с другой стороны, является полярной ( EN = 1,24) электроны в этой связи тянутся к более электроотрицательным атом кислорода. Когда эта молекула ионизируется, электроны в OH связь остается с атомом кислорода, а OCl и H + образуются ионы.

Нет резкого перехода от металла к неметаллу в ряду или вниз по столбцу периодической таблицы. Поэтому мы должны ожидайте найти соединения, которые лежат между крайностями металла и оксиды неметаллов, или гидроксиды металлов и неметаллов. Эти соединения, такие как Al 2 O 3 и Al (OH) 3 , называются амфотерными (буквально, «либо или оба «), потому что они могут действовать как кислоты или основания.Al (OH) 3 , например, действует как кислота, когда реагирует с основанием.

И наоборот, он действует как основание, когда реагирует с кислотой.


Br nsted Определение кислот и оснований

Модель Брнстеда или Брнстеда-Лоури основана на простом предположение: кислоты отдают ионы H + другой ион или молекула, которая действует как основание .В диссоциация воды, например, включает перенос H + ион от одной молекулы воды к другой с образованием H 3 O + и ионы OH .

Согласно этой модели, HCl не диссоциирует в воде до образуют ионы H + и Cl + . Вместо этого H + ион передается от HCl к молекуле воды с образованием H 3 O + и ионов Cl , как показано на рисунке ниже.

Поскольку это протон, ион H + составляет несколько порядков величины меньше самого маленького атома. В результате заряд изолированного иона H + распределяется по такому небольшое пространство, которое привлекает этот ион H + к любому источнику отрицательного заряда, который существует в растворе. Таким образом, момент образования иона H + в водный раствор, он связывается с молекулой воды.Брнстед модель, в которой ионы H + переносятся от одного иона или молекулы к другому, поэтому имеет больше смысла, чем Теория Аррениуса, которая предполагает, что ионы H + существуют в водный раствор.

Даже модель Брнстеда наивна. Каждый ион H + , который кислота жертвует воде, фактически связана с четырьмя соседними молекулы воды, как показано на рисунке ниже.

Более реалистичная формула вещества, производимого при кислота теряет ион H + , следовательно, H (H 2 O) 4 + , или H 9 O 4 + .Для всех практических однако это вещество может быть представлено как H 3 O + ион.

Реакция между HCl и водой является основой для понимание определений кислоты Бренстеда и кислоты Бренстеда основание. Согласно этой теории ион H + является передается от молекулы HCl к молекуле воды, когда HCl диссоциирует в воде.

HCl действует как донор ионов H + в этой реакции, а H 2 O действует как акцептор ионов H + .Кислота Брнстеда является поэтому любое вещество (например, HCl), которое может отдавать H + ион к основанию. База Brnsted — это любое вещество (например, H 2 O), который может принимать ион H + из кислота.

Ион H + можно назвать двумя способами. Некоторые химики называют это ионом водорода; другие называют это протоном. Как В результате кислоты Бренстеда известны как ион водорода . доноров или доноров протонов .Основания Бренстеда водород-ионные. акцепторы или акцепторы протонов .

С точки зрения модели Брнстеда, реакции между кислоты и основания всегда подразумевают перенос H + ион от донора протона до акцептора протона. Кислоты могут быть нейтральные молекулы.

Они также могут быть положительными ионами

или отрицательные ионы.

Таким образом, теория Брнстеда расширяет число потенциальных кислоты.Это также позволяет нам решить, какие соединения являются кислотами из их химические формулы. Любое соединение, содержащее водород с степень окисления +1 может быть кислотой. Кислоты Бренстеда включают HCl, H 2 S, H 2 CO 3 , H 2 PtF 6 , NH 4 + , HSO 4 и HMnO 4 .

базы Брнстеда можно идентифицировать по их структурам Льюиса. Согласно модели Брнстеда, основанием является любой ион или молекула который может принимать протон.Чтобы понять последствия этого определения, посмотрите, как прототипная база, OH ион, принимает протон.

Единственный способ принять ион H + — это сформировать ковалентная связь с ним. Для образования ковалентной связи с H + иона, не имеющего валентных электронов, база должна обеспечивать оба электроны, необходимые для образования связи.Таким образом, только соединения, которые пары несвязывающих валентных электронов могут действовать как H + -ион акцепторы, или базы Бренстеда.

Следующие ниже соединения, например, могут действовать как Brnsted оснований, потому что все они содержат несвязывающие пары электронов.

Модель Брнстеда расширяет список потенциальных баз до включают любой ион или молекулу, которая содержит одну или несколько пар несвязывающие валентные электроны.Брнстедовское определение базы применимо к такому количеству ионов и молекул, что почти легче подсчитывать вещества, такие как следующие, которые нельзя Бренстед основания, потому что у них нет пар несвязывающей валентности электроны.


Роль воды в Теория Брнстеда

Теория Брнстеда объясняет роль воды в кислотно-щелочном реакции.

  • Вода диссоциирует с образованием ионов за счет переноса H + ион от одной молекулы действует как кислота к другой молекула, выступающая в качестве основы.
H 2 O ( л ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + OH ( водн. )
кислота база
  • Кислоты реагируют с водой, отдавая ион H + к нейтральной молекуле воды с образованием H 3 O + ион.
HCl ( г ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + Cl ( водн. )
кислота база
  • Основания реагируют с водой, принимая ион H + из молекулы воды с образованием иона OH .
NH 3 ( водн. ) + H 2 O ( л ) NH 4 + ( водн. ) + OH ( водн. )
основание кислота
  • Молекулы воды могут действовать как промежуточные соединения в кислотно-основных реакции за счет получения ионов H + из кислоты
HCl ( г ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + Cl ( водн. )

, а затем теряет эти ионы H + на основание.

NH 3 ( водн. ) + H 3 O + ( водн. ) NH 4 + ( водн. ) + H 2 O ( л )

Модель Брнстеда может быть расширена на кислотно-основные реакции в другие растворители.Например, в жидкости наблюдается небольшая тенденция аммиак для переноса иона H + из одного NH 3 молекулы к другой с образованием NH 4 + и NH 2 ионы.

2 NH 3 NH 4 + + NH 2

По аналогии с химией водных растворов делаем вывод что кислоты в жидком аммиаке включают любой источник NH 4 + ион, и эти основания включают любой источник NH 2 ион.

Модель Брнстеда может быть расширена даже на реакции, которые не встречаются в растворе. Классический пример газовой фазы кислотно-щелочная реакция встречается, когда открытые емкости с концентрированная соляная кислота и водный раствор аммиака друг другу. Вскоре образуется белое облако хлорида аммония, газообразный HCl, выходящий из одного раствора, вступает в реакцию с NH 3 газ от другого.

HCl ( г ) + NH 3 ( г ) NH 4 Cl ( с )

Эта реакция включает перенос иона H + от HCl до NH 3 и, следовательно, является кислотно-основным реакция, даже если она происходит в газовой фазе.

Кислоты и основания

Для наших целей в этом месте текста мы можем определить кислоту — вещество с по крайней мере одним атомом водорода, которое может диссоциировать с образованием аниона и иона H + (протона) в водном растворе, тем самым обнаруживая кислый раствор. как вещество, имеющее по крайней мере один атом водорода, который может диссоциировать с образованием аниона и иона H + (протон) в водном растворе, тем самым образуя кислотный раствор . Мы можем определить основания: вещество, которое при растворении в водном растворе образует один или несколько гидроксид-ионов (OH-) и катион, образуя, таким образом, основной раствор.как соединения, которые при растворении в воде производят ионы гидроксида (OH ) и катион, образуя основной раствор . Растворы, которые не являются ни щелочными, ни кислыми, — это нейтральные . Мы обсудим химию кислот и оснований более подробно в главе 4 «Реакции в водном растворе», главе 8 «Ионная и ковалентная связь» и главе 16 «Водные кислотно-основные равновесия», но в этом разделе мы описываем номенклатуру распространенных кислот и определите некоторые важные основания, чтобы вы могли распознать их в будущих обсуждениях.Чистые кислоты и основания и их концентрированные водные растворы обычно встречаются в лаборатории. Обычно они очень едкие, поэтому с ними нужно обращаться осторожно.

Кислоты

Названия кислот различаются между (1) кислотами, в которых ион H + присоединен к атому кислорода многоатомного аниона (они называются оксокислотами, кислотой, в которой диссоциируемый ион H + присоединен к атому кислорода многоатомного аниона). анион., или иногда оксикислоты ) и (2) кислоты, в которых ион H + присоединен к какому-либо другому элементу.В последнем случае название кислоты начинается с hydro и заканчивается на ic с корнем названия другого элемента или иона между ними. Напомним, что название аниона, производного от этой кислоты, всегда заканчивается на — ide . Таким образом, газообразный хлористый водород (HCl) растворяется в воде с образованием соляной кислоты (которая содержит ионы H + и Cl ), газ цианистого водорода (HCN) образует синильную кислоту (которая содержит H + и CN ). ионы) и т. д. (Таблица 2.8 «Некоторые распространенные кислоты, не содержащие кислород»). Примеры такого типа кислоты встречаются часто и очень важны. Например, ваш желудок содержит разбавленный раствор соляной кислоты, который помогает переваривать пищу. Когда механизмы, препятствующие перевариванию желудка, не работают, кислота разрушает слизистую оболочку желудка и образуется язва.

Обратите внимание на узор

Кислоты различаются по тому, присоединен ли ион H + к атому кислорода многоатомного аниона или к какому-либо другому элементу.

Таблица 2.8 Некоторые распространенные кислоты, не содержащие кислород

Формула Название в водном растворе Название газообразных видов
HF плавиковая кислота фтороводород
HCl соляная кислота хлористый водород
HBr бромистоводородная кислота бромистый водород
Привет иодистоводородная кислота йодоводород
HCN синильная кислота цианистый водород
H 2 S сероводородная кислота сероводород

Если кислота содержит один или несколько ионов H + , прикрепленных к кислороду, это производное одного из обычных оксоанионов, такого как сульфат (SO 4 2-) или нитрат (NO 3 ).Эти кислоты содержат столько ионов H + , сколько необходимо для уравновешивания отрицательного заряда аниона, в результате чего образуются нейтральные частицы, такие как H 2 SO 4 и HNO 3 .

Названия кислот образованы от названий анионов в соответствии со следующими правилами:

  1. Если название аниона оканчивается на — ate , то название кислоты оканчивается на — ic . Например, поскольку NO 3 — это нитрат-ион, HNO 3 — азотная кислота.Аналогично, ClO 4 — перхлорат-ион, поэтому HClO 4 — хлорная кислота. Двумя важными кислотами являются серная кислота (H 2 SO 4 ) из ​​сульфат-иона (SO 4 2-) и фосфорная кислота (H 3 PO 4 ) из ​​фосфат-иона (PO 4 3-). В этих двух названиях используется небольшой вариант корня имени аниона: sulf ate становится sulphur ic и phosph ate становится luminous ic.
  2. Если название аниона оканчивается на — ite , то название кислоты оканчивается на — ous . Например, OCl — это ион гипохлорита, а HOCl — хлорноватистая кислота; NO 2 — нитрит-ион, а HNO 2 — азотистая кислота; и SO 3 2- представляет собой сульфит-ион, а H 2 SO 3 представляет собой сернистую кислоту. Одинаковые корни используются независимо от того, заканчивается ли название кислоты на — ic или — ous ; таким образом, сульфит становится сернистым .

Взаимосвязь между названиями оксокислот и исходными оксоанионами проиллюстрирована на Рисунке 2.20 «Взаимосвязь между названиями оксокислот и названиями исходных оксоанионов», а некоторые распространенные оксокислоты представлены в таблице 2.9 «Некоторые общие оксоанионы» .

Рис. 2.20. Связь между названиями оксокислот и названиями родительских оксоанионов

Таблица 2.9 Некоторые распространенные оксокислоты

Формула Имя
HNO 2 азотистая кислота
HNO 3 азотная кислота
H 2 SO 3 сернистая кислота
H 2 SO 4 серная кислота
H 3 PO 4 фосфорная кислота
H 2 CO 3 угольная кислота
HClO хлорноватистая кислота
HClO 2 хлорноватистая кислота
HClO 3 хлорная кислота
HClO 4 хлорная кислота

Пример 11

Назовите и дайте формулу каждой кислоты.

  1. кислота, образованная присоединением протона к гипобромит-иону (OBr )
  2. кислота, образованная добавлением двух протонов к селенат-иону (SeO 4 2-)

Дано: анион

Запрошено: исходная кислота

Стратегия:

См. Таблицу 2.8 «Некоторые распространенные кислоты, не содержащие кислород» и Таблицу 2.9 «Некоторые обычные оксикислоты», чтобы узнать название кислоты. Если кислоты нет в списке, воспользуйтесь приведенными ранее рекомендациями.

Решение:

Ни один из видов не указан в таблице 2.8 «Некоторые распространенные кислоты, не содержащие кислород» или в таблице 2.9 «Некоторые распространенные оксокислоты», поэтому мы должны использовать информацию, приведенную ранее, чтобы получить название кислоты из названия многоатомного аниона.

  1. Название аниона, гипобромит , оканчивается на — ите , поэтому название исходной кислоты оканчивается на — ous .Таким образом, кислота представляет собой гипобромистую кислоту (HOBr).
  2. Селенат оканчивается на — ate , поэтому название исходной кислоты оканчивается на — ic . Таким образом, кислота представляет собой селеновую кислоту (H 2 SeO 4 ).

Упражнение

Назовите и дайте формулу каждой кислоты.

  1. кислота, образованная добавлением протона к пербромат-иону (BrO 4 )
  2. кислота, образованная присоединением трех протонов к иону арсенита (AsO 3 3-)

Ответ:

  1. пербромовая кислота; HBrO 4
  2. мышьяковистая кислота; H 3 AsO 3

Многие органические соединения содержат карбонильную группу: Атом углерода, связанный двойной связью с атомом кислорода.Это характерная особенность многих органических соединений, в том числе карбоновых кислот, в которых имеется двойная связь углерод-кислород. В карбоновых кислотах: органическое соединение, которое содержит группу -OH, ковалентно связанную с атомом углерода карбонильной группы. Общая формула карбоновой кислоты — RCO2H. В воде карбоновая кислота диссоциирует с образованием кислого раствора. Группа –ОН ковалентно связана с атомом углерода карбонильной группы. Их общая формула — RCO 2 H, иногда обозначаемая как RCOOH:

.

, где R может быть алкильной группой, арильной группой или атомом водорода.Простейший пример, HCO 2 H, представляет собой муравьиную кислоту , названную так потому, что она содержится в выделениях жалящих муравьев (от латинского formica , что означает «муравей»). Другой пример — уксусная кислота (CH 3 CO 2 H), которая содержится в уксусе. Как и многие кислоты, карбоновые кислоты имеют резкий запах. Например, масляная кислота (CH 3 CH 2 CH 2 CO 2 H) отвечает за запах прогорклого масла, а характерный запах кислого молока и рвоты возникает из-за молочной кислоты [CH 3 CH (OH) CO 2 H].Некоторые распространенные карбоновые кислоты показаны на Рисунке 2.21 «Некоторые общие карбоновые кислоты».

Рисунок 2.21 Некоторые общие карбоновые кислоты

Хотя карбоновые кислоты являются ковалентными соединениями, когда они растворяются в воде, они диссоциируют с образованием ионов H + (как и любая другая кислота) и ионов RCO 2 . Обратите внимание, что только водород, присоединенный к атому кислорода группы CO 2 , диссоциирует с образованием иона H + иона .Напротив, атом водорода, присоединенный к атому кислорода спирта, не диссоциирует , а не , с образованием иона H + , когда спирт растворяется в воде. Причины разницы в поведении карбоновых кислот и спиртов будут обсуждаться в главе 8 «Ионная связь в сравнении с ковалентной связью».

Обратите внимание на узор

Только водород, присоединенный к атому кислорода группы CO 2 , диссоциирует с образованием иона H + .

Базы

Мы представим более исчерпывающие определения оснований в следующих главах, но фактически каждое основание, с которым вы столкнетесь, будет ионным соединением, таким как гидроксид натрия (NaOH) и гидроксид бария [Ba (OH) 2 ], которые содержат гидроксид-ион и катион металла. Они имеют общую формулу M (OH) n . Важно понимать, что спирты с общей формулой ROH являются ковалентными соединениями, а не ионными соединениями; следовательно, они не диссоциируют , а не в воде с образованием основного раствора (содержащего ионы ОН ).Когда основание вступает в реакцию с любой из рассмотренных нами кислот, оно принимает протон (H + ). Например, гидроксид-ион (OH ) принимает протон с образованием H 2 O. Таким образом, основания также называют акцепторами протонов .

Концентрированные водные растворы аммиака (NH 3 ) содержат значительные количества гидроксид-иона, хотя растворенное вещество представляет собой , а не , в первую очередь гидроксид аммония (NH 4 OH), как часто указывается на этикетке.Таким образом, водный раствор аммиака также является обычным основанием. Замена атома водорода NH 3 на алкильную группу приводит к органическому соединению amineAn, имеющему общую формулу RNh3, где R представляет собой алкильную группу. Амины, как и аммиак, являются основаниями. (RNH 2 ), которая также является базой. Амины имеют резкий запах — например, метиламин (CH 3 NH 2 ) является одним из соединений, вызывающих неприятный запах, связанный с испорченной рыбой. На физиологическое значение аминов указывает слово витамин , которое происходит от словосочетания жизненно важные амины .Это слово было придумано для описания пищевых веществ, которые были эффективны при предотвращении цинги, рахита и других заболеваний, потому что эти вещества считались аминами. Впоследствии было подтверждено, что некоторые витамины являются аминами.

Обратите внимание на узор

Гидроксиды металлов (MOH) дают ионы OH и являются основаниями, спирты (ROH) не образуют ионы OH или H + и являются нейтральными, а карбоновые кислоты (RCO 2 H) дают H + ионы и кислоты.

Сводка

Общие кислоты и производные от них многоатомные анионы имеют свои собственные названия и правила номенклатуры. Номенклатура кислот различается между оксокислотами , в которых ион H + присоединен к атому кислорода многоатомного иона, и кислотами, в которых ион H + присоединен к другому элементу. Карбоновые кислоты — важный класс органических кислот.Аммиак является важным основанием , как и его органические производные, амины .

Key Takeaway

  • Обычные кислоты и производные от них многоатомные анионы имеют свои собственные названия и правила номенклатуры.

Концептуальные проблемы

  1. Назовите каждую кислоту.

    1. HCl
    2. HBrO 3
    3. HNO 3
    4. H 2 SO 4
    5. HIO 3
  2. Назовите каждую кислоту.

    1. HBr
    2. H 2 SO 3
    3. HClO 3
    4. HCN
    5. H 3 PO 4
  3. Назовите водную кислоту, соответствующую каждому газу.

    1. бромистый водород
    2. цианистый водород
    3. йодистый водород
  4. Для каждой структурной формулы запишите сокращенную формулу и название соединения.

  5. Для каждой структурной формулы запишите сокращенную формулу и название соединения.

  6. Когда каждое соединение добавляется в воду, является ли полученный раствор кислотным, нейтральным или основным?

    1. Канал 3 Канал 2 ОН
    2. мг (OH) 2
    3. C 6 H 5 CO 2 H
    4. LiOH
    5. C 3 H 7 CO 2 H
    6. H 2 SO 4
  7. Нарисуйте простейшую структуру каждого типа соединения.

    1. алкан
    2. алкен
    3. алкин
    4. ароматический углеводород
    5. алкоголь
    6. карбоновая кислота
    7. амин
    8. циклоалкан
  8. Укажите класс органических соединений, представленных каждым соединением.

    1. Канал 3 Канал 2 ОН
    2. HC≡CH
    3. С 3 H 7 NH 2
    4. CH 3 CH = CHCH 2 CH 3
  9. Укажите класс органических соединений, представленных каждым соединением.

    1. Канал 3 Канал

Числовые задачи

  1. Напишите формулы для каждого соединения.

    1. хлорноватистая кислота
    2. пербромовая кислота
    3. бромистоводородная кислота
    4. сернистая кислота
    5. пербромат натрия
  2. Напишите формулы для каждого соединения.

    1. иодистоводородная кислота
    2. сероводород
    3. фосфорная кислота
    4. хлорная кислота
    5. гипобромит кальция
  3. Назовите каждое соединение.

    1. HBr
    2. H 2 SO 3
    3. HCN
    4. HClO 4
    5. NaHSO 4
  4. Назовите каждое соединение.

    1. H 2 SO 4
    2. HNO 2
    3. К 2 HPO 4
    4. H 3 PO 3
    5. Ca (H 2 PO 4 ) 2 · H 2 O

Кислоты и основания

Определение Бронстеда-Лоури (1923) — Определение кислот и оснований с участием ионов водорода и гидроксида соответственно слишком ограничивает.Более широкое определение было предложено Бронстедом. и Лоури в 1923 году. Главный эффект определения — увеличение количество веществ, выступающих в роли оснований.

Кислота База
Отдает ионы водорода Принимает ионы водорода.
HCl + HOH —> H 3 O + + Класс
HOH + NH 3 —> NH 4 + + OH

Определение вещества как кислоты Бренстеда-Лоури или базу можно сделать только наблюдая за реакцией.В случае HOH это основание в первом случае и кислота в второй случай.

Ссылка на звонок анимация переноса иона аммония в воду — Джереми Харви, Бристольский университет, Англия

См. Пример на рисунке слева:

Чтобы определить, является ли вещество кислотой или основанием, посчитайте водороды в каждом веществе до и после реакции.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

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