Свойства химических кислот: Свойства кислот

Содержание

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×m

H2O (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 + H

2 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 H2SO

3.

 

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

 

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

Л.А. Яковишин

Урок №48. Химические свойства кислот

Химические свойства кислот

1. Изменяют окраску индикаторов 

 Видео «Действие кислот на индикаторы»

Название индикатора

Нейтральная среда

Кислая среда

Лакмус

Фиолетовый

Красный

Фенолфталеин

Бесцветный

Бесцветный

Метилоранж

Оранжевый

Красный

Универсальная индикаторная бумага

Оранжевая

Красная

 

2.Реагируют с металлами в ряду активности до  H2  

(искл. HNO3 –азотная кислота)                                         

 Видео «Взаимодействие кислот с металлами»

Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H2↑          (р. замещения)


Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2                                  

 

3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов

 Видео «Взаимодействие оксидов металлов с кислотами»

МехОу +  КИСЛОТА= СОЛЬ + Н2О     (р. обмена)

CuO + H2SO4 = Cu SO4 + H2O

4. Реагируют с основаниями  – реакция нейтрализации

 

КИСЛОТА  + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H2O    ( р. обмена)

H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O

 

5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот — если образуется кислота, выпадающая в осадок или выделяется газ:

 

2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) =  Na2SO4 + 2HCl­↑  робмена)

 

Сила кислот убывает в ряду:

HI > HClO4 > HBr > HCl > H2SO4 > HNO3 > HMnO4 > H2SO3 > H3PO4 > HF > HNO2 >H2CO3 > H2S > H2SiO3 .

Каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую

 Видео «Взаимодействие кислот с солями»

6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании 

( искл. H2SO4 ; H3PO4 )

 

КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА       (р. разложения )

 

Запомните!  Неустойчивые кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду:       

H2CO↔ H2O + CO2

H2SO3 ↔ H2O + SO2

Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:

СаS + 2HCl = H2S↑ + CaCl2

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Составьте уравнения реакций:

Ca + HCl

Na + H2SO4

Al + H2S

Ca + H3PO4
Назовите продукты реакции.

№2. Составьте уравнения реакций, назовите продукты:

Na2O + H2CO3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe2O3 + H2SO4

№3. Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na2SiO3

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Назовите продукты реакции.

Тренируемся по свойствам кислот

Презентация «Химические свойства кислот» — химия, презентации


HCl, h3SO4, h4PO4

Все общие свойства кислот,

в том числе изменение окраски индикаторов,  связаны с элементом водородом.

Остальная часть молекулы, находящаяся после атомов водорода, называется

кислотным остатком.

HВr, h3CO3, HMnO4

Кислоты

– это сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.

HF

HCl

HBr HI

H2S

HNO3

h3SO4

H2SiO3

h3CO3 h4PO4

HNO3

                                              H2SO4                                       h3SiO3

H2S

h3CO3


HCl

h3SO4

h4PO4

h3SO3

H2SiO3 h3CO3

HBr                         H3PO4

Окраска растворов кислот

•           Не имеют окраски: растворы HCl, HNO3, h3SO4, h4PO4 и ряд других

кислот, образованных неметаллами.

•           Окрашенные растворы:

                           H2CrO4                   HMnO4


Взаимодействие кислот с водой

Правило разбавление кислот:

«Сначала вода, затем кислота, иначе случиться большая беда»

Химические свойства кислот

 

Н2

Н2О

КИСЛОТА ++

Н2О

Более слабая кислота

или осадок

Химические свойства кислот

1. Действие кислот на индикаторы:

Кислоты изменяют окраску индикаторов

                          лакмус                     метилоранж  фенолфталеин

Химические свойства кислот

Кислота + металл = соль + водород

Zn + 2HCl = ZnCl2 +H2

Ряд активности металлов:

Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au

Активность металлов уменьшается

Металлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, могут вытеснять

его из растворов кислот

Химические свойства кислот 3. Взаимодействуют с основными оксидами

Кислота + основный оксид = соль + вода

Na2O + 2HCl = 2 NaCl +H2O

СuO + H2SO4 = CuSO4 + h3O

Химические свойства кислот

4. Взаимодействуют с основаниями

Кислота + основание = соль + вода HCl + NaOH = NaCl + H2O

H

2SO4 + Cu(OH)2 = CuSO4 + 2H2O

Кислоты могут взаимодействовать как со щелочами, так и с нерастворимыми

основаниями

Химические свойства кислот

Кислота 1 + соль 1 = соль 2 + Кислота 2 Условия реакции:

1.    Если образуется осадок ↓:

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl

2.    Если выделяется газ:

2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2

Химические свойства кислот. 8-й класс

Цели урока:

  • Образовательные:
    • познакомить учащихся с классификацией кислот;
    • изучить химические свойства кислот.
  • Развивающие:
    • развивать практические навыки;
    • учить анализировать полученную информацию;
    • развивать логическое мышление путем сравнения, обобщения, систематизации;
    • учить выделять причинно-следственные связи.
  • Воспитательные
    • развивать интерес к предмету;
    • развивать взаимосвязь между предметами;
    • развивать знания о применении химии в быту;
    • учить аккуратности при выполнении химических опытов.

Оборудование: 

  • мультимедийная презентация (ПК, проектор)
  • штатив для пробирок, пробирки, спиртовка, спички, держатель для пробирок, химические стаканы, белый экран для демонстрации опытов

Реактивы:

  • Индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин
  • Кислоты: соляная и серная
  • Металлы: цинк, железо, медь.
  • Оксид меди (II)
  • Гидроксид натрия
  • Соли: сульфат меди (II), хлорид бария, карбонат натрия

План урока:

1. Организационный момент (1-2 мин.)
2. Актуализация знаний учащихся (3 мин.)
3. Изучение нового материала (30 мин.)
4. Закрепление (8 мин.)
5. Домашнее задание (2 мин.)

ХОД УРОКА

I. Организационный момент

II. Актуализация знаний учащихся

Учитель: В этом учебном году вы приступили к изучению новой для вас науки. Как известно, химия – наука о веществах. Какие классы веществ вам известны? (Металлы, неметаллы, оксиды, основания, кислоты, соли)

На экране изображен ряд неорганических веществ. Из данного перечня выберите формулы только кислот. (Слайд 1 – Соляная, серная, кремниевая кислоты) 

– На основании представленных формул и ранее изученного материала дайте определение этому классу веществ. (Кислоты – это сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.)

– Сегодня на уроке мы попробуем обобщить уже имеющиеся знания о кислотах и познакомимся с химическими свойствами кислот. (Слайд 2)

III. Изучение нового материала

– Итак, тема урока: Химические свойства кислот (запись в тетрадях и на доске).
У каждого из вас на партах имеется схема, где представлена система координат. (Приложение 1).  На одной из осей К0 отмечены основные пункты, по которым мы будем рассматривать класс кислоты. Первый пункт нашего плана Состав. Давайте на оси  К1 отметим известную нам информацию.
На оси К2  отметим известные нам классификации кислот. Давайте обратимся к слайду (слайд 4): Чем различаются кислоты, записанные в правом и левом столбиках? Что лежит в основе классификации? (наличием кислорода)
(Слайд 5) Чем различаются кислоты на этом слайде? Что лежит в основе классификации? (количеством атомов водорода)
(Слайд 6) Кислоты по растворимости в воде также делятся на растворимые и нерастворимые. Назовите примеры кислот, используя таблицу растворимости.
(Слайд 7) Кислоты делятся на стабильные и нестабильные. Как вы думаете, что значит нестабильные кислоты?( кислоты, способные разлагаться)
Перейдем к оси К3 – Физические свойства кислот. Какие физические свойства кислот вам известны?(кислый вкус, агрегатное состояние, цвет)
На оси К4 будем отмечать характерные для кислот химические свойства.
Одним из общих химических свойств кислот является действие их на индикаторы. Что такое индикаторы? (Вещества, изменяющие окраску в зависимости от среды – кислотной или щелочной) Какие индикаторы вам известны? (Лакмус, метилоранж, фенолфталеин). (Слайд 9). Посмотрим демонстрационный опыт: в трех химических стаканах находится соляная кислота. Прильем в стаканы индикаторы? Как изменилась окраска растворов? (При добавлении лакмуса и метилоранжа растворы приобрели красную окраску, в случае фенолфталеина видимых изменений не было). Какой вывод можно сделать? (Кислоты можно обнаружить только с помощью лакмуса и фенолфталеина)

Задание. На столах вам выданы 3 пронумерованные пробирки, в которых находятся вода, серная кислота и гидроксид натрия. Определите, в какой пробирке находится то или иное вещество. (Работа в парах).

– Кислоты вступают в ряд химических реакций (Слайд 10), взаимодействуют с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями. Обратите внимание, что во всех случаях основным продуктом реакции будет соль.

1. Взаимодействие кислот с металлами. В три пробирки поместите соответственно цинк, железо, медь. Прилейте одинаковое количество соляной кислоты. Что наблюдаете? (В случае цинка – быстрое выделение пузырьков газа, в случае железа – менее интенсивное выделение газа, в случае меди признаки реакции отсутствуют). Какой вывод можно сделать? (Не все металлы реагируют с кислотами). Практическим путем учеными было выяснено, какие металлы вытесняют водород из растворов кислот. Таким образом был составлен ряд Н. Н. Бекетова, который сейчас называют электрохимический ряд напряжения металлов. Если металл находится до водорода, то он реагирует с кислотами, если после, то – нет. Запишите соответствующие уравнения реакций:

Zn + 2HCl =  ZnCl2 + H2↑ (реакция замещения)
Fe + 2HCl =  FeCl2 + H2↑ (реакция замещения)
Cu + HCl  ≠

2. Взаимодействие кислот с оксидами металлов. В сухую пробирку поместите небольшое количество оксида меди (II), прилейте 2 мл серной кислоты. Осторожно нагрейте пробирку, соблюдая правила техники безопасности. Что наблюдаете? (После реакции раствор стал голубого цвета). Составьте уравнение реакции. Какие вещества образуются в результате реакции?

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O (реакция обмена)

3. Взаимодействие кислот с основаниями. На каждом столе в штативе для пробирок имеется свежеприготовленный гидроксид меди(II) синего цвета. Прилейте раствор кислоты до полного растворения осадка. Напишите уравнение химической реакции.

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O (реакция обмена)

4. Взаимодействие кислот с солями.  В две пробирки прилейте соответственно растворы хлорида бария и карбоната натрия. Прилейте в обе пробирки серную кислоту. Что наблюдаете? (Выпадения осадка белого цвета; выделение пузырьков газа). Напишите уравнение химической реакции.

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl (реакция обмена)
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2↑ (реакция обмена

Для написания уравнений реакций кислот с солями следует пользоваться рядом вытеснения кислот, в котором каждая предыдущая может вытеснить из соли последующую. (Приложение 2)
На схеме найдем ось К5. Давайте подумаем, где в жизни мы встречаемся с кислотами?
В желудочном соке животных организмов присутствует соляная кислота.

Действие кислот на наш организм:

1) Кислоты уничтожают болезнетворные и гнилостные микробы, поэтому влияют на наш иммунитет (особенно аскорбиновая кислота). Кроме того,  именно это свойство позволяет их использовать как консерванты (при мариновании продуктов). Вы все прекрасно знаете, что кислые ягоды не портятся значительно дольше, чем сладкие.

2) Кислоты способствуют расщеплению жиров, тем самым улучшают переваривание пищи.

3) Возбуждают аппетит, обостряют осязание.

Немало кислот в нашей пище. Фрукты, молочные продукты, соусы, приправы, лекарства поставляют целый букет кислот: яблочную, щавелевую, лимонную, молочную и др.

Уксусная и лимонная кислота применяется для удаления пятен от ржавчины на хлопчатобумажных, льняных и шерстяных белых тканях. 1 чайная ложка на 1 стакан воды, подогреть до кипения и ткань с пятном несколько раз окунуть в раствор или пятно протереть раствором, а затем кислоту тщательно смыть водой, лучше с добавлением несколько капель нашатырного спирта – для нейтрализации кислоты. (Приложение 3)

IV. Закрепление

Задание: составьте возможные уравнения реакций взаимодействия перечисленных веществ с раствором серной кислоты. Из букв, соответствующих правильным ответам, вы составите название одного из элементов четвертого периода таблицы Д.И. Менделеева.

1) SiО2

А

2) LiОН

К

3) Ва (NО3)2

А

4) НСI

С

5) К2О

Л

6) К2SiО3

И

7) Н NО3

О

8) Fе(ОН)3

Й

V. Домашнее задание:

§38(по учебнику Габриеляна О.С.), выучить таблицу,

На оценку стр. 214:

  • «3» – упр 1, 2
  • «4» – упр 1, 2, 4
  • «5» – упр 1, 2, 4, 5

6. Итоги урока

7. Оценки за урок

Список используемой литературы:

  1. CD-ROM «Химия.8 класс» (Электронный ресурс) – М. «Просвещение»,2004.Габриелян О.С. Настольная книга учителя. Химия. 8 класс. М.: Дрофа, 2003
  2. Маркина И.В. Современный урок химии. Ярославль. Академия развития. 2008
  3. Правила техники безопасности при работе с кислотами. Анимация. http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/0ab6f5aa-4185-11db-b0de-0800200c9a66/ch08_20_05.swf
  4. http://www.logosib.ru/him/HCl.jpg
  5. http://forexaw.com/TERMs/Metal121313/img73211_4-1_Himicheskie_svoystva_zolota-rastvoryi.jpg

Характерные химические свойства кислот / Справочник :: Бингоскул

Кислоты – это химические соединения, содержащие в себе положительный атом водорода (катион H+) и кислотный остаток (анион A-). Является сложным веществом.

Общая характеристика

В первую очередь кислоты различают по растворимости. Есть нерастворимые, растворимые и полурастворимые кислоты. Эти различия прописаны в таблице растворимости, так что наизусть запоминать не требуется.

Классификация:

  • Кислоты различают по составу на кислородсодержащие и бескислородные. Примеры кислот приведены ниже в таблице. 

     

    Бескислородные кислоты – это растворы галогеноводородов, атомы которых в растворе связаны полярной ковалентной связью. Название кислоты складывается из названия кислотного остатка в первую очередь, а дальше называется катион (водород). Так с хлором и водородом образуется хлороводородная кислота, а с серой – сероводородная.  

    Кислородосодержащие кислоты, или оксокислоты называют за счёт наличия в них кислорода. Общего принципа построения названия этих кислот нет, так что их названия необходимо запоминать на память.


  • Кислоты различают по количеству атомов водорода на одноосновные (один атом водорода), двухосновные (два атома водорода), трёхосновные (три атома водорода).
Основность кислоты — это число активных атомов водорода в молекуле кислоты
Одноосновные  HClO4, HCl
Двухосновные H2SO4, H2CO3
Трехосновные H3PO4

  • Кислоты разделяют на сильные и слабые. К сильным относят галогенводородные и высшие кислородсодержащие кислоты, они растворимы. К слабым относят неустойчивые и нерастворимые в воде кислоты. Чтобы определить силу кислоты, существует правило: из числа атомов кислорода вычесть число атомов водорода, если получаемое число 2 или 3 – кислота сильная, если 1 или 0 – кислота слабая. 

     

Физические свойства

Кислоты, в зависимости от условий, могут быть в трёх агрегатных состояниях: в жидком, твёрдом и газообразном состоянии. Кислоты могут обладать цветом и запахом.

Химические свойства

Изменение цвета индикаторов

Кислота в водной среде способна изменить цвет разных индикаторов. Кислоты окрашивают в красных цвет лакмус, метилоранж и универсальный индикатор. Фенолфталеин не окрашивается.

Взаимодействие кислот с металлами

Кислота способна реагировать только с металлами, находящимися левее водорода в ряду активности металлов.

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

Из приведенного выше химического уравнения нужно отметить, что при взаимодействии кислоты и металла происходит реакция замещения, образуется соль и выделяется h3.

Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

При взаимодействии кислоты с основным или амфотерным оксидами происходит реакция обмена в результате которой образуются соль и H2O.

В качестве примера приведены следующие реакции:

K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Из приведённого выше химического уравнения нужно отметить, что в реакциях основного оксида калия и амфотерного оксида алюминия (III) с кислотами, образуется соль и h3O.

Взаимодействие кислот с основными и амфотерными гидроксидами

При взаимодействии кислоты с основным и амфотерным гидроксидами образуются H2O и новая соль, как и в случае с оксидами, происходит реакция обмена. Второе название этой реакции — реакция нейтрализации.

KOH + HNO3 → KNO3 + H2O
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

Из приведённой выше химического уравнения нужно отметить, что при реакции основного гидроксида калия и амфотерного гидроксида алюминия (III) с кислотами образуются соль и H2O.

Взаимодействие кислот с солями

Реакция кислоты с солью является реакцией обмена, так же ее называют реакцией нейтрализации. Она возможно только в случае выпадения соли в осадок, выделения газа, слабые электролиты или вода. Рассмотрим все случаи более подробно.

  • Реакции, в результате которых выпадает осадок.

    H2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2HCl
    Na2SiO3 + 2HNO3 → H2SiO3↓ + 2NaNO3

    Из приведённого выше химического уравнения можно увидеть, что при взаимодействии кислоты и соли образуются новые кислота и нерастворимая соль, которые выпадают в осадок. Осадок может иметь различную окраску, плотность и консистенцию.


  • Реакции, в результате которых при нагревании или обычных условиях выделяется газ.

    NaCl(тв.) + H2SO4 (конц.) → Na2SO4 + 2HCl↑
    FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑

    Из приведённых выше химических уравнений нужно отметить, что при реакции соли с кислотой образуется новая соль и выделяется газ. Разберём одну из реакций: при взаимодействии твёрдого хлорида натрия с концентрированной хлороводородной кислотой образовалась натриевая соль серной кислоты и выделился летучий газ хлороводород.


  • Реакции, в результате которых образуется слабый электролит.

    Такие реакции возможны только при условии, когда одним из реагентов сильный электролит. Для того, чтобы убедиться, что реакция будет протекать используют вытеснительный ряд: 

    В этом ряду кислоты расположены так, что в растворах кислот и их солей могут в результате реакции вытесняют из раствора те, что стоят левее в ряду. Азотная и фосфорная кислоты находятся на одном месте в ряду, т.к. имеют одинаковые вытеснительные способности.

    Из приведённого выше химического уравнения нужно отметить, что хлороводородная кислота, которая находится в данном ряду левее, способна вытеснять кислотный остаток карбоновой кислоты, стоящей в ряду правее. Нужно учитывать, что карбоновая кислота слабая и при стандартных условиях она распадется на углекислый газ и воду. Углекислый газ выделяется из раствора, а вода остаётся.

Разложение кислородсодержащих кислот

В результате реакции разложения кислородсодержащих кислот всегда образуется вода и оксид.

Из приведённых выше реакций можно увидеть, что карбоновая легко разлагается при обычных условиях, так как является одной из самых слабой кислотой. Для разложения сернистой и кремниевой кислоты их растворы необходимо нагреть. Во всех трёх реакция в результате образуется вода и оксиды кислотных остатков.


 

Смотри также:

  • Номенклатура неорганических веществ
  • Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)
  • Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
  • Характерные химические свойства оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных
  • Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов
  • Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных ( на примере соединений алюминия и цинка)
  • Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

 

Назовите основные химические свойства кислот, оснований, солей

Основные химические свойства кислот

Реагируют с активными металлами с образованием солей и выделением водорода:
Zn + 2HCl ⟶ ZnCl2 + H2

Реагируют с оксидами металлов с образованием солей и воды:
ZnO + 2HCl ⟶ ZnCl2 + H2O

Реагируют с основаниями с образованием солей и воды:
Zn(OH)2 + 2HCl ⟶ ZnCl2 + 2H2O

Реагируют с солями, если в результате реакции выполняется одно из условий: образование осадка, выделение газа или образование слабого электролита:
CaCO3 + 2HCl ⟶ CaCl2 + H2O + CO2

Основные химические свойства оснований

Щёлочи взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами, солями:
NaOH + HCl ⟶ NaCl + H2O
2NaOH + CO2 ⟶ Na2CO3 + H2O
NH4Cl + KOH ⟶ KCl + NH3 + H2O

Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами и разлагаются при нагревании:
Mg(OH)2 + H2SO4 ⟶ MgSO4 + 2H2O
Cu(OH)2  t ⟶ CuO + H2O

Основные химические свойства солей

Взаимодействуют с кислотами, если в результате реакции образуется осадок, газ или малодиссоциирующие вещества:
BaCl2 + H2SO4 ⟶ 2HCl + BaSO4

Взаимодействуют со щелочами, если в результате реакции образуется осадок, газ или малодиссоциирующие вещества:
CuSO4 + 2NaOH ⟶ Na2SO4 + Cu(OH)2

Растворы солей взаимодействуют с металлами если металл (простое вещество) находится левее металла в составе соли в ряду напряжений металлов:
CuSO4 + Fe ⟶ FeSO4 + Cu

Соли взаимодействуют с другими солями, если в результате реакции образуется осадок, газ или малодиссоциирующие вещества:
BaCl2 + CuSO4 ⟶ CuCl2 + BaSO4

Исследование химических и токсических свойств гуминовых кислот низинного древесно-травяного торфа Томской области | Белоусов

1. Авакумова Н.П. Гуминовые пелоидопрепараты: перспективы использования в медицинской практике//Материалы 5-й науч. шк. «Болота и биосфера». Томск: ЦНТИ, 2006. С. 63-72.

2. Бамбалов Н.Н., Беленькая Т.Я. Фракционно-групповой состав органического вещества целинных и мелиорированных торфяных почв//Почвоведение. 1998. № 12. С. 1431-1437.

3. Грибан В.К. К механизму действия препаратов гумусовой природы на организм животных//Органическое вещество торфа. Минск, 1995. С. 120.

4. Кирейчева Л.В., Хохлова О.Б. Элементный состав гуминовых веществ сапропелевых отложений//Вестн. РАСХН. 2000. № 4. С. 59-62.

5. Комиссаров И.Д. Гуминовые препараты. Тюмень, 1974. 267 с.

6. Ларионов Л.Ф. Методы экспериментальной химиотерапии. М.: Медицина, 1991. С. 524-535.

7. Лиштван И.И., Бамбалов Н.Н., Тишкович А.В. и др. Гуминовые вещества торфа и их практическое использование//Химия твердого топлива. 1990. № 6. С. 14-20.

8. Лиштван И.И., Капуцкий Ф.Н., Янута Ю.Г. и др. Спектральные исследования фракций гуминовых кислот//Химия твердого топлива. 2006. № 4. С. 3-11.

9. Лотош Т.Д. Механизм действия гуминовых веществ торфа//Комплексное использование торфа в народном хозяйстве. Минск, 1981. С. 100-101.

10. Лукошко Е.С., Пигулевская Л.В., Хоружик А.В., Янковская Н.С. Изменение химического состава гуминовых кислот в процессе торфообразования и диагенеза торфа//Химия твердого топлива. 1980. № 1. С. 54-59.

11. Орлов Д.С. Гумусовые кислоты почв и общая теория гумификации. М.: МГУ, 1990. 325 с.

12. Орлов Д.С., Осипова Н.H. Инфракрасные спектры почв и почвенных компонентов. М.: МГУ, 1988. 89 с.

13. Попов А.И. Гуминовые вещества: свойства, строение, образование. СПб.: Изд-во СПб. ун-та, 2004. 248 с.

14. Руководство по экспериментальному (доклиническому) изучению новых фармакологических веществ/под общ. ред. Р.У. Хабриева. 2-е изд., перераб. и доп. М.: Медицина, 2005. 832 с.

15. Смирнова Ю.В., Виноградова В.С. Механизм действия и функции гуминовых препаратов//Агрохим. вестн. 2004. № 1. С. 22-23.

16. Тухватулин Р.Т., Левтов В.А., Шуваева В.Н., Шадрина Н.Х. Агрегация эритроцитов в крови, помещенной в макро-и микрокюветы//Физиол. журн. 1986. № 6. С. 775-784.

17. Flaig W. Chemische Untersuchungen an Humin Stoffen//Zeitschrift fur Chemie. 4 Yahrgang. 1964. Heft 7. S. 253-265.

18. Stevenson F.J. Humic Chemistry: Genesis, Composition, Reactions, second ed. // John Wiley & Sons. New York. 1994. P. 34-41.

19. Ziechmann W. Humic substances and their medical effectiveness//10th International Peat Congress. 1996. V. 2. Stuttgart. P. 546-554.

ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

  • Имеет кислый вкус.
  • Получается синяя лакмусовая бумажка к красной.
  • Получается от метилового оранжевого до красного.
  • Кислоты электролит.
  • Сильные кислоты разрушить ткань.
  • Сильные кислоты вызвать ожог на коже.
  • ХИМИЧЕСКИЙ СВОЙСТВА КИСЛОТ

    НЕЙТРАЛИЗАЦИЯ

    Ан кислота при реакции с основанием образует соль и воду. Эта реакция называется нейтрализацией
    HCl + NaOH NaCl + H 2 O

    HNO 3 + NaOH

    NaNO 3 + H 2 O

    HCl + KOH

    KCl + H 2 O

    РЕАКЦИЯ С КАРБОНАТАМИ

    Кислота и карбонаты объединяются с образованием соли, воды и диоксида углерода

    мгCO 3 + 2HCl MgCl 2 + CO 2 + H 2 O

    CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O

    Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

    CaCO 3 + H 2 SO 4 CaSO 4 + CO 2 + H 2 O

    РЕАКЦИЯ С БИКАРБОНАТАМИ

    Кислота и бикарбонаты объединяются с образованием соли, воды и диоксида углерода

    NaHCO 3 + HCl NaCl + CO 2 + H 2 O

    РЕАКЦИЯ С МЕТАЛЛОМ

    с Цинк:

    Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

    с Алюминий:

    2Al + 6HCl 2AlCl 3 + 3H 2

    Реакция с оксидом железа:

    6HCl + Fe 2 O 3 2FeCl 3 + 3H 2 O

    Для последняя информация, бесплатные компьютерные курсы и важные заметки посетите: www. citycollegiate.com

    Физические и химические свойства кислот | Мини-химия

    Физические свойства кислот

    Кислоты обладают следующими свойствами:

    • Кислоты имеют кислый вкус
    • Кислотные растворы имеют значения pH менее 7. (Подробнее о значениях pH в следующих нескольких подтемах)
    • Кислотные растворы превращаются в синюю лакмусовую бумажку (индикатор) в красный цвет.

    Все кислоты в разбавленном растворе имеют кислый вкус.

    • Кислый вкус лимонного сока обусловлен лимонной кислотой.
    • Уксус кислый, потому что содержит этановую кислоту.
    • Простокваша содержит молочную кислоту.

    Химические свойства кислот

    Есть три общие реакции кислот:

    • $ \ text {Кислота} + \ text {metal} \ rightarrow \ text {salt} + \ text {водородный газ} $
    • $ \ text {Кислота} + \ text {base} \ rightarrow \ text {salt} + \ text {water} $
    • $ \ text {Кислота} + \ text {карбонат} \ rightarrow \ text {соль} + \ text {вода} + \ text {углекислый газ} $

    Мы подробно рассмотрим эти реакции ниже:

    Кислота, вступающая в реакцию с металлами
    МАГНИЙ В КИСЛОТЕ
    Магний реагирует как в сильных, так и в слабых кислотах.
    Магний реагирует с разной скоростью в растворе сильной кислоты (справа) и растворе слабой кислоты (слева).

    Многие кислоты реагируют с химически активными металлами с выделением газообразного водорода.

    Металлы над медью в электрохимическом ряду реагируют с разбавленной кислотой с образованием газообразного водорода. (Электрохимическая серия будет представлена ​​в теме «Металлы»)

    Один пример реакции кислоты с металлом:

    • Когда кусок металлического магния помещается в разбавленную соляную кислоту, он быстро растворяется и выделяется шипучий бесцветный газ без запаха, который при зажигании издает «хлопающий» звук. Газ производится на водороде.
    • $ \ text {Mg} (\ text {s}) + 2 \ text {HCl} (\ text {aq}) \ rightarrow \ text {MgCl} _ {2} (\ text {aq}) + \ text { H} _ {2} (\ text {g})
    • долл. США
    • $ \ text {MgCl} $ — это соль, полученная в результате химической реакции между разбавленной соляной кислотой и магнием.

    Однако существуют реакции с кислотой и металлами, при которых не выделяется газообразный водород.

    • Когда инертные металлы (такие как медь или серебро) добавляют к разбавленным кислотам, реакции не происходит.
    • Концентрированная азотная кислота реагирует с металлами, такими как медь, но не выделяет газообразный водород. Вместо этого образуются нитрат (соль), вода и газообразный диоксид азота.
    • Свинец не реагирует (или реагирует очень медленно) с разбавленной соляной кислотой и разбавленной серной кислотой. Это связано с тем, что слой нерастворимой соли, хлорида свинца (II) или сульфата свинца (II), образуется в результате начальной реакции между свинцом и разбавленной кислотой. Этот слой не растворяется в воде и быстро образует покрытие вокруг металла.Покрытие защищает металл от дальнейшей реакции с кислотой.

    Металлы с высокой реакционной способностью, такие как натрий, калий и кальций, взрывоопасны с кислотами.

    Кислота, реагирующая с основаниями

    Примечание: Введение в базы находится в следующей подтеме.

    Кислоты реагируют с основаниями с образованием только соли и воды. Никаких других продуктов не образуется.

    • Например. Реакция взаимодействия оксида меди (II) с азотной кислотой. $ \ text {CuO} (\ text {s}) + 2 \ text {HNO} _ {3} (\ text {aq}) \ rightarrow \ text {Cu} (\ text {NO} _ {3}) _ {2} (\ text {aq}) + \ text {H} _ {2} \ text {O} (\ text {l}) $

    Оксид свинца (II) и гидроксид свинца (II) очень медленно реагируют с соляной кислотой из-за образования нерастворимых солей свинца.

    Кислота, реагирующая с карбонатами

    Кислоты реагируют с карбонатом или гидрокарбонатом с образованием соли, воды и газообразного диоксида углерода.

    • Например. Карбонат кальция (известняк), $ \ text {CaCO} _ {3} $ и разбавленная соляная кислота реагируют с выделением углекислого газа.
    • $ \ text {CaCO} _ {3} (\ text {s}) + 2 \ text {HCl} (\ text {aq}) \ rightarrow \ text {CaCl} _ {2} (\ text {aq}) + \ text {H} _ {2} \ text {O} (\ text {l}) + \ text {CO} _ {2} (\ text {g}) $

    Выделяемый диоксид углерода шипит.Двуокись углерода делает известковую воду меловой.

    Эту реакцию часто используют в качестве теста на кислоту.

    Получение кислот

    Есть два основных способа приготовления кислот:

    • растворение неметаллического оксида в воде
    • нагревание соли летучей кислоты с концентрированной серной кислотой
    Растворение неметаллического оксида в воде

    Неметаллические оксиды, растворимые в воде, растворяются с образованием кислого раствора.Ниже приведены несколько примеров.

    Двуокись углерода (оксид углерода) растворяется в воде с образованием угольной кислоты.

    $$ \ text {CO} _ {2} (\ text {g}) + \ text {H} _ {2} \ text {O} (\ text {l}) \ rightleftharpoons \ text {H} _ { 2} \ text {CO} _ {3} (\ text {aq}) $$

    Диоксид серы (оксид серы) растворяется в воде с образованием серной кислоты.

    $$ \ text {SO} _ {2} (\ text {g}) + \ text {H} _ {2} \ text {O} (\ text {l}) \ rightleftharpoons \ text {H} _ { 2} \ text {SO} _ {3} (\ text {aq}) $$

    Триоксид серы (оксид серы растворяется в воде с образованием серной кислоты.

    $$ \ text {SO} _ {3} (\ text {g}) + \ text {H} _ {2} \ text {O} (\ text {l}) \ rightarrow \ text {H} _ { 2} \ text {SO} _ {4} (\ text {aq}) $$

    Двуокись азота (оксид азота) растворяется в воде с образованием азота и азотной кислоты.

    $$ 2 \ text {NO} _ {2} (\ text {g}) + \ text {H} _ {2} \ text {O} (\ text {l}) \ rightarrow \ text {HNO} _ { 2} (\ text {aq}) + \ text {HNO} _ {3} (\ text {aq}) $$

    Оксид фосфора (V) (оксид фосфора) растворяется в воде с образованием фосфорной кислоты.

    $$ \ text {P} _ {2} \ text {O} _ {5} (\ text {s}) + 3 \ text {H} _ {2} \ text {O} (\ text {l} ) \ rightarrow 2 \ text {H} _ {3} \ text {PO} _ {4} (\ text {aq}) $$

    Нагревание соли летучей кислоты

    Когда натриевая или калиевая соль летучей кислоты нагревается с концентрированной серной кислотой, летучая кислота удаляется.Затем кислоту можно конденсировать или растворять в воде.

    Летучие кислоты, такие как соляная кислота, получают нагреванием хлорида натрия с концентрированной серной кислотой.

    $$ \ text {NaCl} (\ text {s}) + \ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {4} (\ text {aq}) \ rightarrow \ text {NaHSO} _ { 4} (\ text {aq}) + \ text {HCl} (\ text {g}) $$

    Азотную кислоту получают путем нагревания нитрата натрия с концентрированной серной кислотой.

    $$ \ text {NaNO} _ {3} (\ text {s}) + \ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {4} (\ text {aq}) \ rightarrow \ text { NaHSO} _ {4} (\ text {aq}) + \ text {HNO} _ {3} (\ text {g}) $$

    Кислотные и основные свойства — Концепция

    Определение кислот и оснований Аррениуса применимо только к водным растворам.Кислота — это вещество, которое ионизируется в водных растворах с образованием ионов водорода, а основание — это вещество, которое принимает ионы водорода в водных растворах, образуя ионы гидроксида. В определениях Бренстеда-Лоури говорится, что кислоты отдают протоны, а основания принимают протоны. Кислотные и основные свойства важны независимо от того, какое определение мы используем.

    Привет, ребята.Итак, давайте обсудим кислоты и основания, и давайте начнем с основных свойств того, что такое кислота и что такое основание, поэтому кислота — это вещество, которое ионизируется в водных растворах с образованием ионов водорода, которые мы пишем как H + и, таким образом, увеличивает концентрацию протонов в растворе.

    С другой стороны, основание — это вещество, которое принимает протоны в водном растворе или реагирует с ними и, следовательно, производит ионы гидроксида, поэтому вы заметите здесь, что протоны имеют заряд плюс 1, а ионы гидроксида имеют заряд -1, поэтому представляют собой два разных типа кислот и оснований.Мы можем говорить о том, что некоторые из них называются аррениусом, или мы можем говорить об определениях кислотных оснований Бронстеда-Лоури, поэтому давайте сначала сделаем аррениус, так что это своего рода определение старой школы, и оно ограничено, потому что оно применяется только в водных растворах, что делает его применима ко всем ситуациям, поэтому аррениевая кислота — это вещество, которое при растворении в воде увеличивает концентрацию протонов в растворе, и наоборот, основание — это вещество, которое при растворении в воде увеличивает концентрацию гидроксид-ионов в растворе, так что если помнить, что с аррениусом он применяется только к водным растворам, и он касается кислоты, увеличивающей концентрацию протонов, а для основания, увеличения концентрации гидроксид-ионов.

    Итак, теперь давайте перейдем и поговорим о бронстедлори, который не более применим к большинству ситуаций, поэтому бронстед-лоури кислота — это вещество, которое может отдавать протон другому веществу, поэтому мы называем это донором протона. Основание — это вещество, которое может принимать протон, поэтому мы называем это акцептором протона. Таким образом, бронстед-лоури применим к гораздо большему количеству реальных ситуаций, и он определяется тем, является ли кислота донором протонов, а основание — акцептором протонов, аналогично тому, как мы говорим о реакциях окислительно-восстановительного восстановления, эти вещи происходят вместе, у вас есть донор протонов у вас должен быть акцептор протонов.

    Таким образом, молекулы разных кислот могут ионизироваться с образованием разного количества протонных ионов, помните, что когда я говорю что-то ионизирующее, я говорю, что оно распадается на соответствующие положительные и отрицательные ионные частицы, поэтому, например, у нас здесь HCl и HNO3, так что соляная помощь и азотная кислота — две очень распространенные сильные кислоты, и вы видите, что каждая из них имеет по одному протону, поэтому мы называем эти монопротонные кислоты моно, что означает один протон, который может быть передан раствору, поэтому эти ребята удерживают один протон на молекулу кислоты. С другой стороны, у вас может быть дипротонная кислота, вот серная кислота, которая представляет собой h3SO4, что означает, что у нее есть два протона, которые нужно отдать раствору, поэтому дипротоновая кислота di для двух, и она дает два протона на молекулу кислоты. Вы можете подниматься вверх и вверх, там есть различные типы кислот h4PO4, но, чтобы вы знали, это две наиболее распространенные, с которыми вы, вероятно, будете контактировать в первые дни своей химии, и это в значительной степени основные свойства кислот и оснований. .

    Свойства кислот и оснований Учебное пособие по химии

    (i) соляная кислота, HCl
    • Используется для очистки металлов и строительного раствора.
    • Используется в плавательных бассейнах для регулирования pH.
    • Находится в желудке для переваривания пищи.

    (ii) серная кислота , H 2 SO 4

    (iii) азотная кислота, HNO 3

    • Используется при производстве удобрений.
    • Используется для изготовления взрывчатки (тротил и динамит).

    (iv) фосфорная кислота, H 3 PO 4

    • Используется как пищевая кислота.
    • Используется в антикоррозионных средствах для автомобилей.

    (v) угольная кислота, H 2 CO 3

    • Образуется при растворении углекислого газа CO 2 в воде.
    (i) гидроксид натрия, NaOH
    • Другие названия: каустическая сода.
    • Используется для очистки забитых стоков.
    • Используется для изготовления мыла и моющих средств.

    (ii) гидроксид калия, КОН

    (iii) водный раствор аммиака, NH 3 (водн.)

    • Используется в некоторых чистящих средствах
      (мутная аммуния, средства для мытья полов)
    Карбоновые кислоты — это органические кислоты.

    Примеры включают:

    (i) муравьиная кислота (метановая кислота), HCOOH

    (ii) уксусная кислота (этановая кислота), CH 3 COOH

    (iii) бутановая кислота (масляная кислота), C ​​ 3 H 7 COOH

    • Придает прогорклому маслу характерный запах

    (iv) лимонная кислота (2-гидроксипропан-1,2,3-трикарбоновая кислота), C ​​ 6 H 8 O 7

    • Содержится в цитрусовых, таких как апельсины и лимоны.
    • Используется как антиоксидант в консервированных продуктах.
    Амины — органические основания.

    Определения кислот и оснований и 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 их смешивании со щелочами. Щелочи даже обращают вспять изменение цвета, которое происходит, когда лакмусовая контактирует с кислотой. Со временем стали известны щелочи. как основания , 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 называется ионов .

    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 ) в виде показано на рисунке ниже.

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

    Аррениус утверждал, что основания — это нейтральные соединения, которые либо диссоциировать или ионизировать 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.

    Аррениусовские кислоты 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 предоставить 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 ОН 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 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, следовательно, образуют положительно заряженный ион H + и отрицательно заряженный OH — ион .

    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 при растворении в воде. База — любое вещество что увеличивает концентрацию иона ОН при 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 , напротив, 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.

    Подобный 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 , напротив, являются основаниями.Металл оксиды формально содержат ион O 2-, который реагирует с вода с образованием пары ионов OH .

    Таким образом, оксиды металлов соответствуют рабочему определению база.

    Мы видим ту же закономерность в химии соединений, которые содержат ОН, или гидроксид, группа. Гидроксиды металлов , такие как LiOH, NaOH, КОН и Са (ОН) 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 , P 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 приведенной выше таблице 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.

    Когда мы применяем то же самое, мы получаем совсем другой узор. 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, либо 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 OH ионов.

    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 таким 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 отдает воду, 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 база. 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 (такое как HCl), которое может отдавать H + ион к основанию. База Брнстеда — это любое вещество (например, H 2 O), который может принимать ион H + из кислота.

    Существует два способа присвоения имени иону H + . Некоторый химики называют это ионом водорода; другие называют это протоном. Как В результате кислоты Бренстеда известны как ионно-водородные . доноров или доноров протонов .Основания Бренстеда — водород-ионных 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 .

    баз 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 имеют 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. Брнстедское определение базы применяется 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, действующий 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. ) + класс ( 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-щелочном реакции за счет получения ионов H + из кислоты
    HCl ( г ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + класс ( 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 при открытых контейнерах 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 — вводная химия — 1-е канадское издание

    Цели обучения

    1. Определите кислота .
    2. Назовите простую кислоту.

    Есть еще одна важная для нас группа соединений — кислоты — и эти соединения обладают интересными химическими свойствами. Первоначально мы определим кислоту как ионное соединение катиона H + , растворенное в воде. (Мы расширим это определение в главе 12 «Кислоты и основания».) Чтобы указать, что что-то растворено в воде, мы будем использовать метку фазы (aq) рядом с химической формулой (где aq означает «водный», слово, которое описывает что-то растворенное в воде). Если в формуле нет этой метки, то соединение рассматривается как молекулярное соединение, а не как кислота.

    Кислоты имеют собственную систему номенклатуры. Если кислота состоит только из водорода и еще одного элемента, имя — гидро- + основа другого элемента + -кинная кислота .Например, соединение HCl (водн.) Представляет собой соляную кислоту, а H 2 S (водн.) Представляет собой сероводородную кислоту. (Если бы эти кислоты не растворялись в воде, эти соединения назывались бы хлористым водородом и сероводородом соответственно. Оба эти вещества хорошо известны как молекулярные соединения; однако при растворении в воде они рассматриваются как кислоты.)

    Если соединение состоит из ионов водорода и многоатомного аниона, то название кислоты происходит от основы названия многоатомного иона.Обычно, если название аниона оканчивается на -ат, название кислоты представляет собой основу названия аниона плюс -иновая кислота ; если название связанного аниона оканчивается на -ite, название соответствующей кислоты является основой названия аниона плюс -лярная кислота . В Таблице 3.9 «Названия и формулы кислот» перечислены формулы и названия различных кислот, с которыми вам следует знать. Вы должны узнать большинство анионов в формулах кислот.

    Таблица 3.9 Названия и формулы кислот

    Формула Имя
    HC 2 H 3 O 2 уксусная кислота
    HClO 3 хлорная кислота
    HCl соляная кислота
    HBr бромистоводородная кислота
    HI иодоводородная кислота
    ВЧ плавиковая кислота
    HNO 3 азотная кислота
    H 2 C 2 O 4 щавелевая кислота
    HClO 4 хлорная кислота
    H 3 PO 4 фосфорная кислота
    H 2 SO 4 серная кислота
    H 2 SO 3 сернистая кислота
    Примечание. Метка «aq» опущена для ясности.

    Пример 10

    Назовите каждую кислоту, не консультируясь с таблицей 3.9 «Названия и формулы кислот».

    1. HBr
    2. H 2 SO 4

    Решение

    1. Как бинарная кислота, название кислоты — гидро- + название основы + -овая кислота . Поскольку эта кислота содержит атом брома, она называется бромистоводородной кислотой.
    2. Поскольку эта кислота происходит от сульфат-иона, название кислоты является основой названия аниона + -ic acid .Название этой кислоты — серная кислота.

    Проверьте себя

    Назовите каждую кислоту.

    1. HF
    2. HNO 2

    Ответы

    1. плавиковая кислота
    2. азотистая кислота

    Все кислоты обладают схожими свойствами. Например, кислоты имеют кислый вкус; Фактически, кислый вкус некоторых наших продуктов, таких как цитрусовые и уксус, вызван присутствием кислот в пище.Многие кислоты реагируют с некоторыми металлическими элементами с образованием ионов металлов и элементарного водорода. Кислоты заставляют определенные растительные пигменты менять цвет; действительно, созревание некоторых фруктов и овощей вызвано образованием или разрушением избытка кислоты в растении. В главе 12 «Кислоты и основания» мы исследуем химическое поведение кислот.

    Кислоты очень распространены в мире вокруг нас. Мы уже упоминали, что цитрусовые содержат кислоту; среди других соединений они содержат лимонную кислоту, H 3 C 6 H 5 O 7 (водн.).Щавелевая кислота, H 2 C 2 O 4 (водн.), Содержится в шпинате и других зеленолистных овощах. Соляная кислота не только содержится в желудке (желудочная кислота), но также может быть куплена в строительных магазинах в качестве очистителя для бетона и кирпичной кладки. Фосфорная кислота входит в состав некоторых безалкогольных напитков.

    Основные выводы

    • Кислота — это соединение иона H + , растворенное в воде.
    • Acids имеют свою собственную систему наименований.
    • Кислоты обладают определенными химическими свойствами, которые отличают их от других соединений.

    Упражнения

    1. Приведите формулу каждой кислоты.

    а) хлорная кислота

    б) иодоводородная кислота

    2. Приведите формулу каждой кислоты.

    а) сероводородная кислота

    б) фосфористая кислота

    3. Назовите каждую кислоту.

    а) HF (водн.)

    б) HNO 3 (водн.)

    в) H 2 C 2 O 4 (водн.)

    4.Назовите каждую кислоту.

    а) H 2 SO 4 (водн.)

    б) H 3 PO 4 (водн.)

    в) HCl (водн.)

    5. Назовите кислоту, содержащуюся в пище.

    6 Назовите некоторые общие свойства кислот.

    Ответы

    1.

    а) HClO 4 (водн.)

    б) HI (водн.)

    3.

    а) фтористоводородная кислота

    б) азотная кислота

    в) щавелевая кислота

    5.

    щавелевая кислота (ответы могут быть разными)

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


    Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

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

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

    Почему этому сайту требуются файлы cookie?

    Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


    Что сохраняется в файле cookie?

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

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

    .

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.

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