Таблица кислот и солей химия 8 класс: Общая характеристика солей — урок. Химия, 8–9 класс.

Содержание

Конспект урока по химии на тему «Составление формул солей» (8 класс).

Тема 4. Соединения химических элементов

Урок № 24

Тема: «Составление формул солей»

Цель: Научиться составлять формулы солей кислородсодержащих и бескислородных кислот.

Оборудование: Таблица Д.И.Менделеева, Таблица растворимости солей, кислот и оснований.

Содержание материала

Мы продолжаем путешествие по стране «Химляндия». Во время нашего последнего путешествия вы познакомились с новым классом веществ — солями.

Вспомним определение солей?

Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков.

Соли могут быть образованы кислородосодержащей кислотой и бескислородной кислотой.

Кислотный остаток образуется, если в формуле кислоты убрать атомы водорода. Заряд кислотного остатка определяется числом атомов водорода в молекуле кислоты.

В таблице представлены формулы кислот, кислотных остатков и их заряды.

Формула

кислотного остатка

Название кислотного остатка

Соляная

HCl

Cl-

хлорид

Азотная

HNO3

NO3-

нитрат

Азотистая

HNO2

NO2-

нитрит

Серная

h3SO4

SO42-

сульфат

Сернистая

h3SO3

SO32-

сульфит

Сероводородная

h3S

S2-

сульфид

Угольная

h3СO3

СO32-

карбонат

Кремниевая

h3SiO3

SiO32-

силикат

Фосфорная

h4PO4

PO43-

фосфат

Алгоритм составления формул солей.

ALS

  1. Записываем формулу соли и проставляем над химическими элементами заряды ионов, пользуясь таблицей растворимости. AL+3S-2

  2. Находим наименьшее общее кратное между зарядами ионов. (2 и 3 – общее кратное 6)

  3. Делим наименьшее общее кратное на заряд каждого иона.

ALS = AL+3S-2 = Al2S3

Заполните таблицу формулами и названиями солей, соответствующих приведенным в ней ионам металлов и кислотным остаткам.

K+

KCl – хлорид калия

Ca2+

Закрепление материала

Тест

1. Соли — это

а) сложные вещества состоящие из атомов водорода и кислотного остатка;

б) сложные вещества состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп;

в) сложные вещества состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород;

г) сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с кислотными остатками.

2. В каком ряду представлены только формулы солей:      

 a) NaCl, НСl HNO        б) Na2SO3, K2SO4,CuS        

 в) Cu(OH)2, H3PO4, Ca3(PO4)2         г) Na2O, NaNO3, HNO3

3. В каком ряду представлены только формулы солей:      

 a) NaCl, Ca3(PO4)2 Na2SO3         б), K2SO4, CuS, НСl       

 в) Cu(OH)2, H3PO4, HNOг) Na2O, NaNO3, HNO3

4. Вещество формула которого CaСO3 называется

а) карбонат кальция в) карбонат калия

б) нитрат кальция г) хлорид кальция

5.Вещество формула которого Na NO3 называется

а) карбонат натрия в) хлорид натрия

б) сульфат натрия г) нитрат натрия

6. Хлориду железа (I I I) соответствует формула

а) Fe CI2 в) FeCl3

б) Fe(OH)3 г) Fe 2O3

7.Ортофосфату калия соответствует формула

а) К 3PO4 в) К PO4

б) КH 2PO4 г) К 2HPO4

8. Соли хорошо растворимые в воде

а) FeCIи FeSO4 в) K2SO4 и AgCl

б) CaСO3 и CaSiOг) AgCl и CaСO3

9. Формула медного купороса

а) CuSO4 · 3h3O в) CuSO4 · 5h3O

б) CuSO4 · 4h3O г) CuSO4 · 6h3O

10. Оксид, который реагирует с азотной кислотой, образуя соль:

       1) Fe2O3                                 2) P2О5

       3) SO3                                    4) NO

Домашнее задание: Параграф 21, выучить таблицу с названиями солей,

Задание в тетради

Установите соответствие между формулой соли и названием её кислотного остатка

а) -NO3 б)- CO3 в)-NO2 г)-S д)-SO3 е) POж)-SO4 з) -Cl

Ключи: 1)г 2).Б 3).А 4)а 5)г 6) в 7) а 8) а 9) в 10)1

Установите соответствие между формулой соли и названием её кислотного остатка.

Планируемые результаты обучения.

Предметные результаты:                                                                                             

  1. изучить состав солей;

  2. изучить названия солей;

  3. продолжить формирование умений различать и обозначать на письме заряды ионов и степень окисления элемента 

  4. продолжить формирование умений описывать и различать изученные классы неорганических соединений

Метапредметные результаты:

  1. продолжить развивать умение формирование гипотез,

  2. продолжить развивать умение выявлять причинно-следственные связи,

  3. продолжить развивать умение работать в группах.

  4. продолжить развивать умение использования различных источников для получения химической информации                                                 

Личностные результаты:                                                                                                   1.

сформировать умения управлять своей учебной деятельностью

2. помочь в подготовке к осознанию выбора дальнейшей образовательной траектории 

Лабораторная работа по химии «Кислоты»; 8 класс — К уроку — Химия

Лабораторная работа. Химические свойства кислот

Цель работы: Научиться проводить и записывать реакции, характеризующие химические свойства кислот.

 Оборудование: штатив с пробирками, индикаторы: фенолфталеин и метиловый оранжевый, реактивы: раствор соляной кислоты HCl, раствор гидроксида натрия NaOH, порошок гидроксида меди (II) Cu(OH)2, раствор сульфата меди (II) CuSO4, оксид меди (II) CuO, карбонат кальция СaCO3, а также гранулы цинка и порошок магния.

Лабораторный опыт 1-2. Взаимодействие щелочей с кислотами.

В пробирку налейте 1 мл раствора гидроксида натрия NaOH и добавьте несколько капель раствора фенолфталеина. Наблюдайте окрашивание раствора в малиновый цвет. К раствору малинового цвета из пипетки по каплям добавляйте раствор соляной кислоты HCl. После каждой капли пробирку встряхивайте. Происходит обесцвечивание раствора. Почему раствор обесцветился? Запишите уравнение реакции.

В пробирку налейте 1 мл раствора соляной кислоты и добавьте несколько капель индикатора метилового оранжевого. Наблюдайте изменение окраски раствора. В какой цвет он окрасился?

Лабораторный опыт 3. Взаимодействие оснований (гидроксидов) с кислотами.

В пробирке насыпан гидроксид меди (II) Cu(OH)2 голубого цвета. В эту же пробирку добавьте 1 мл соляной кислоты HCl. Наблюдайте образование раствора. Какого он цвета? Напишите уравнение реакции.

Лабораторный опыт 4-5. Взаимодействие кислот с металлами.

В четвертую пробирку налейте 1 мл раствора соляной кислоты HCl и добавьте 1-2 гранулы цинка. Наблюдайте образование пузырьков газа водорода H2.

В пробирке насыпан порошок магния черного цвета Mg. В эту же пробирку налейте 1 мл кислоты HCl. Наблюдайте образование пузырьков газа водорода H2. Какой металл быстрее взаимодействует с кислотой? Почему? Напишите уравнения реакций.

Лабораторный опыт 6. Взаимодействие основных оксидов с кислотами.

В шестую пробирку на кончике мерной ложечки поместите оксид меди (II) CuO. Какого он цвета? В эту же пробирку добавьте 1 мл соляной кислоты HCl. Что происходит с оксидом? Напишите уравнение реакции.

Лабораторный опыт 7-8. Взаимодействие кислот с солями и гидроксидами.

В седьмую пробирку налейте 1 мл раствора сульфата меди (II) CuSO4,. В эту же пробирку добавьте 1 мл раствора гидроксида натрия NaOH. Наблюдайте образование голубого осадка гидроксида меди (II). В эту же пробирку налейте 1 мл соляной кислоты HCl. Что происходит? Напишите уравнение реакции. К какому типу относится эта реакция? Каковы условия ее протекания?

В восьмую пробирку налейте 1 мл раствора соляной кислоты HCl. В эту же пробирку добавьте на кончике мерной ложечки мел (карбонат кальция СaCO3). Наблюдаем бурное газообразование, выделение углекислого газа CO2 (оксид углерода IV). Напишите уравнение реакции. К какому типу относится эта реакция? Каковы условия ее протекания?

Отчет о проделанной работе оформите в виде таблицы.

Что делали

Что наблюдали

Выводы

 

 

 

Выводы должны содержать уравнения проведенных реакций и ответы на вопросы, выделенные жирным шрифтом.

Тема 21. Соли. | 8 класс

Часть I

1. Признаки солей:
— сложные вещества;
— состоят из положительных ионов металла и отрицательных ионов кислотного остатка.

2. Способ образования названий солей.

3. Дополните таблицу «Кислоты».

4.

5.

 6. Каждой соли кислородсодержащей кислоты соответствуют основание и кислота, а также оксиды металла и неметалла:

7. Дополните таблицу «Соли и соответствующие им гидроксиды и оксиды».

Часть II

1. Поиграйте в «крестики — нолики». Покажите выигрышный путь, который составляют формулы солей.

Разделите все приведённые выше соли на растворимые и нерастворимые. Напишите их названия.

2. Составьте формулы солей по названиям.

1) Фосфаты натрия, кальция, алюминия:    
3) Сульфиты калия, бария, цинка:
2) Нитраты меди (II), железа (III), серебра: 

3. Расставьте заряды ионов в следующих соединениях и степени окисления химических элементов.

4. Установите соответствие между формулой соли и её названием.

5. Установите соответствие между формулой соли и её применением или свойством. Из букв, указывающих правильный ответ, вы составите название одного из самых древних связующих материалов на основе сульфата кальция: гипс.

6. Запишите формулы солей и соответствующих им гидроксидов (кислот и оснований), оксидов и простых веществ.


Для каждого варианта составьте формулы бинарных соединений, которые могут быть образованы простыми веществами. Напишите их названия.

7. Вычислите количество вещества, которое составляют 222 кг хлорида кальция. Сколько ионов каждого вида будет содержать это количество? Какова массовая доля хлора в соли?

8. Придумайте условие задачи по теме «Соли». Запишите решение.
Дана соль CuCl2 массой 270 г, найти количество вещества этой соли.


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





Адрес этой страницы (вложенность) в справочнике dpva.ru:  главная страница  / / Техническая информация / / Химический справочник  / / Таблица силы кислот и оснований. Относительная сила кислот и оснований. Значения констант кислотности и констант основности. Амфолиты. Кислые соли

Поделиться:   

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.
Поиск в инженерном справочнике DPVA. Введите свой запрос:
Поиск в инженерном справочнике DPVA. Введите свой запрос:
Если Вы не обнаружили себя в списке поставщиков, заметили ошибку, или у Вас есть дополнительные численные данные для коллег по теме, сообщите , пожалуйста.
Вложите в письмо ссылку на страницу с ошибкой, пожалуйста.
Коды баннеров проекта DPVA.ru
Начинка: KJR Publisiers

Консультации и техническая
поддержка сайта: Zavarka Team

Проект является некоммерческим. Информация, представленная на сайте, не является официальной и предоставлена только в целях ознакомления. Владельцы сайта www.dpva.ru не несут никакой ответственности за риски, связанные с использованием информации, полученной с этого интернет-ресурса. Free xml sitemap generator

Кислоты и соли все: Таблица названий (наименований) кислот и их солей. — ЭкоДом: Дом своими руками

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

h5BO3

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.

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!

Названия и формулы кислот — Абросимова Елена Владимировна учитель химии и биологии

кислота

соли

Название

Формула

Кислотный остаток

Название аниона

КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ кислоты и их соли

Азотная

HNO3

NO3

Нитрат

Азотистая

HNO2

NO2

Нитрит

Алюминиевая (орто)

H3AlO3

AlO33-

Орто-алюминат

Алюминиевая (мета)

HAlO2

AlO2

Мета-алюминат

Бериллиевая

H2BeO2

BeO22-

Бериллат

Борная (орто)

H3BO3

BO33-

Орто-борат

Борная (мета)

HBO2

BO2

Мета-борат

Борная (тетра)

H2B4O7

B4O72-

Тетраборат

Висмутовая

HBiO3

BiO3

Висмутат

Вольфрамовая

H2WO4

WO42-

Вольфрамат

Железная

H2FeO4

FeO42-

Феррат

Железистая (мета)

HFeO2

FeO2

Феррит

Кремниевая (орто)

H4SiO4

SiO44-

Орто-силикат

Кремниевая (мета)

H2SiO3

SiO32-

Мета-силикат

Марганцовая

HMnO4

MnO4

Перманганат

Марганцовистая

H2MnO4

MnO42-

Манганат

Марганцоватистая

H2MnO3

MnO32-

Манганит

Молибденовая

H2MoO4

MoO42-

Молибдат

Мышьковая (орто)

H3AsO4

AsO43-

Орто-арсенат

Мышьяковая (мета)

HAsO3

AsO3

Мета-арсенат

Димышьяковая

H4As2O7

As2O74-

Диарсенат

Оловянная (орто)

H4SnO4

SnO44-

Орто-станнат

Оловянная (мета)

H2SnO3

SnO32-

Мета-станнат

Оловянистая

H2SnO2

SnO22-

Станнит

Селеновая

H2SeO4

SeO42-

Селенат

Селенистая

H2SeO3

SeO32-

Селенит

Свинцовая (орто)

H4PbO4

PbO44-

Орто-плюмбат

Свинцовая (мета)

H2PbO3

PbO32-

Мета-плюмбат

Свинцовистая

H2PbO2

PbO22-

Плюмбит

Серная

H2SO4

SO42-

Сульфат

Дисерная

H2S2O7

S2O72-

Дисульфат

Надсерная

H2S2O8

S2O82-

Пероксодисульфат

Тиосерная

H2S2O3

S2O32-

Тио-сульфат

Дитионовая

H2S2O6

S2O62-

Дитионат

Тетратионовая

H2S4O6

S4O62-

Тетратионат

Сернистая

H2SO3

SO32-

Сульфит

Сурьмяная (орто)

H3SbO4

SbO43-

Орто-антимонат

Сурьмяная (мета)

HSbO3

SbO3

Мета-антимонат

Теллуровая

H2TeO4

TeO42-

Теллурат

Угольная

H2CO3

CO32-

Карбонат

Муравьиная

HCOOH

HCOO

Формиат

Уксусная

CH3COOH

CH3COO

Ацетат

Фосфорная (орто)

H3PO4

PO43-

Орто-фосфат

Фосфорная (мета)

HPO3

PO3

Мета-фосфат

Дифосфорная

H4P2O7

P2O74-

Дифосфат

Фосфористая (орто)

H3PO3

Н2PO3иHPO32-

Ди- и ГИДРО-фосфиты

Фосфористая (мета)

HPO2

PO2

Мета-фосфит

Фосфорноватистая

H3PO2

H2PO2

Дигидро-гипо-фосфит

Хромовая

H2CrO4

CrO42-

Хромат

Дихромовая

H2Cr2O7

Cr2O72-

Дихромат

Хромистая (орто)

H3CrO3

CrO33-

Орто-хромит

Хромистая (мета)

HCrO2

CrO2

Мета-хромит

ОКСО-кислоты и -соли элементов Cl,Br,I– ПОДОБНЫ.

Хлорная

HClO4

ClO4

Пер-хлорат

Хлорноватая

HClO3

ClO3

Хлорат

Хлористая

HClO2

ClO2

Хлорит

Хлорноватистая

HClO

ClO

Гипо-хлорит

Бромная

HBrO4

BrO4

Пер-бромат

Бромноватая

HBrO3

BrO3

Бромат

Бромристая

HBrO2

BrO2

Бромит

Бромноватистая

HBrO

BrO

Гипо-бромит

Иодная

HIO4

IO4

Пер-иодат

Иодноватая

HIO3

IO3

Иодат

Иодистая

HIO2

IO2

Иодит

Иодноватистая

HIO

IO

Гипо-иодит

БЕСКИСЛОРОДНЫЕ кислоты и их соли

Фтороводородная

HF

F

Фторид

Хлороводородная

HCl

Cl

Хлорид

Бромоводородная

HBr

Br

Бромид

Иодоводородная

HI

I

Иодид

Циановодородная

HCN

CN

Цианид

Тиоциановодородная

HSCN

SCN

Тио-цианид

Селеноводородная

H2Se

Se2-

Селенид

Сероводородная

H2S

S2-

Сульфид

Теллуроводородная

H2Te

Te2-

Теллурид

Названия основных неорганических кислот и солей.

Неорганические кислоты, соли

Формулы кислот Названия кислот Названия 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».

Реакции ионного обмена — материалы для подготовки к ЕГЭ по Химии

Автор статьи — профессиональный репетитор И. Давыдова (Юдина).

Реакции ионного обмена – наиболее знакомая для большинства людей тема из курса химии. H2O, H2SO4, C2H5OH и то, что реакция идет, если выделяется газ, осадок или вода – вот «багаж знаний», которым обладает среднестатистический выпускник.
На самом деле все, конечно, несколько сложнее. Рассмотрим вопрос подробнее.
Реакции обмена – это процессы вида AB + CD → AD + CB, в которых участвуют оксиды и гидроксиды, обладающие кислотными или основными свойствами (амфотерные соединения могут выступать как в роли кислоты, так и в роди основания), а так же соли.
1) Взаимодействие основного или амфотерного (оксида или гидроксида) с кислотным называется реакцией нейтрализации. Но не каждая пара кислота + основание вступают в реакцию друг с другом.
а) Растворимые гидроксиды – щелочи и гидроксид аммония – взаимодействуют с любой кислотой и кислотным оксидом. Для нерастворимой кремниевой кислоты реакция возможна только при нагревании.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
LiOH + CH3COOH → CH3COOLi + H2O
Ba(OH)2 + CO2 → BaCO3↓ + H2O .
Также щелочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидрокидами с образованием комплексных солей (в растворе) и смешанных оксидов, которые можно отнести и к классу солей (при сплавлении):

б) Нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды не взаимодействуют со слабыми кислотами. Правило, действующее в большинстве случаев: реакция протекает, если предполагаемый продукт растворим. Исключение – взаимодействие с фосфорной кислотой, с ней реагируют даже оксиды и гидроксиды металлов, образующих нерастворимые ортофосфаты.

Mg(OH)2 + 2HCL → MgCl2 + 2H2O
Ag2 O+2CH3COOH → 2CH3COOAg+H2O

CuO + H2S реакция не идет, так как H2S – слабая кислота и сульфид меди нерастворим.

2) Обменные процессы с участием солей:
а) Растворимые соли взаимодействуют с другими растворимыми солями и гидроксидами, если в результате образуется газ или осадок:

2Na3PO4+3CuSO4 → 3Na2SO4+Cu3(PO4)2
FeCl3+3NaOH → 3NaCl+Fe(OH)3

BaSO4 + K2CO3 реакция не идет, так как реагент сульфат бария нерастворим
MnSO4 + KNO3 реакция не идет, так как не образуется ни газа, ни осадка, ни малодиссоциирующего вещества.

б) Соли взаимодействуют с кислотами, если в результате сильная кислота может вытеснить из соли слабую или нелетучая ‑ летучую:

CH3COONa + HCl → NaCl+CH3COOH
CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + H2O + CO2
CaSO4 + HCl реакция не идет, так как серная кислота – сильная и вытеснить ее из соли другой кислотой нельзя.

в) Соли многоосновных кислот взаимодейсвуют с той же кислотой с образованием кислых солей:

CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3 )2

г) Растворимые кислые соли нейтрализуются щелочами:
KHCO3 + KOH → K2CO3 + H2O

Итого:
если вещество растворимо, оно легко вступает в реакцию обмена.
Если же нерастворимо, то оно вступает в обменный процесс только в агрессивной среде: сильная кислота или щелочь (только для амфотерных соединений).
Потренируйтесь:
Закончить уравнения реакций ионного обмена (внимание, идут не все реакции!)

Код ТН ВЭД 2918130000.

Соли и сложные эфиры винной кислоты. Товарная номенклатура внешнеэкономической деятельности ЕАЭС

Позиция ТН ВЭД

  • 28-38

    VI. Продукция химической и связанных с ней отраслей промышленности (Группы 28-38)

  • 29

    Органические химические соединения

  • VII. КИСЛОТЫ КАРБОНОВЫЕ И ИХ АНГИДРИДЫ, ГАЛОГЕНАНГИДРИДЫ, ПЕРОКСИДЫ, ПЕРОКСИКИСЛОТЫ И ИХ ГАЛОГЕНИРОВАННЫЕ, СУЛЬФИРОВАННЫЕ, НИТРОВАННЫЕ ИЛИ НИТРОЗИРОВАННЫЕ ПРОИЗВОДНЫЕ

  • 2918 …

    Кислоты карбоновые, содержащие дополнительную кислородсодержащую функциональную группу, и их ангидриды, галогенангидриды, пероксиды и пероксикислоты; их галогенированные, сульфированные, нитрованные или нитрозированные производные

  • 2918 1 . ..

    кислоты карбоновые, содержащие спиртовую группу, но не содержащие другую кислородсодержащую функциональную группу, их ангидриды, галогенангидриды, пероксиды, пероксикислоты и их производные

  • 2918 13 000 0

    соли и сложные эфиры винной кислоты

Позиция ОКПД 2

  • 20. 14.34

    Кислоты поликарбоновые ароматические и кислоты карбоновые с дополнительными кислородсодержащими функциональными группами, их производные, кроме кислоты салициловой и ее солей

Таможенные сборы — ИМПОРТ

Базовая ставка таможенной пошлины 5%
реш.54
Акциз Не облагается
НДС

Жизненно необходимая медтехника

Кислоты карбоновые. . (НДС Лек.средства):

Постановление 688 от 15.09.2008 Правительства РФ

 

10% — Лекарственные средства (Регистрационное удостоверение)

20% — Прочие

 

Освобождение и льготы

Органические химические соединения (НДС Прод.товары):

Постановление 908 от 31. 12.2004 Правительства РФ

 

10% — сахарозаменители для людей, больных сахарным диабетом, для использования в пищевых целях и кормовых целях (в том числе предназначенных для проведения сертификационных испытаний, проверок, экспериментов)

20% — прочие

Рассчитать контракт

Кислоты — классификация, получение и свойства » HimEge.

ru

Кислоты — электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка

Общая формула кислот HnAc, где n – число атомов водорода, равное заряду иона кислотного остатка, Ac — кислотный остаток.

 

Сила кислот убывает в ряду:

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

Кислородосодержащие  кислоты и соответствующие кислотные оксиды

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO3, борная H3BO3. Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H2SiO3.

1) Взаимодействие простых веществ
(получают бескислородные кислоты)
H2 + Cl2 = 2HCl,

H2 + S = H2S.

2) Взаимодействие кислотных оксидов с водой
(получают кислородсодержащие кислоты)
 SO3 + H2O = H2SO4,

3) Взаимодействие солей с растворами сильных кислот
(получают слабые кислоты)
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl,

SiO32- + 2H+ = H2SiO3.

4) Электролиз водных растворов солей

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2 + 2H2SO4.

1) Растворы кислот кислые на вкус, изменяют окраску индикаторов:
лакмуса в красный цвет,  метилового оранжевого – в розовый, цвет фенолфталеина не изменяется.

В водном растворе растворимые кислоты диссоциируют, образуя ион водорода, и кислотный остаток:

HCl = H+ + Cl.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H2SO4 = H+ + HSO4,

HSO4 = H+ + SO42-.

Суммарное уравнение:

H2SO4 = 2H+ + SO42-

2) Взаимодействие с металлами

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2

Водород из кислот-неокислителей могут вытеснять только металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода.

Кислоты-окислители — азотная и серная конц., реагируют с металлами по-другому, потому что в качестве окислителя выступает элемент кислотного остатка, а не водород!

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2+ 2NO2↑+2H2O

Cu +2H2SO4  конц = CuSO4+SO2↑ + 2H2O

3) Взаимодействие с основными оксидами

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

(если образуется растворимая соль)

4) Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O,

2H+ + 2OH = 2H2O

2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H2O,

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O.

Многоосновные кислоты образуют кислые и средние соли:

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O,

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.

5) Взаимодействие с солями

Реакции с солями происходят только в том случае, если в результате химического превращения образуется малодиссоциирующее вещество, выделяется газ или выпадает осадок.

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O,

CO32- + 2H+ = CO2 + H2O.

В этом случае выделяется углекислый газ и образуется малодиссоциирующее вещество – вода.

Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3↓ + Na2SO4,

SiO32- + 2H+ = H2SiO3.

Реакция происходит, так как образуется осадок.

6) Специфические свойства кислот

Связаны с окислительно-восстановительными реакциями, бескислородные кислоты в растворе могут только окисляться (проявлять восстановительные свойства):

2KMn+7O4 + 16HCl = Cl20 + 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 8H2O,

H2S-2 + Br20 = S0 + 2HBr.

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться (проявлять восстановительные свойства), только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

H2S+4O3 + Cl20 + H2O = H2S+6O4 + 2HCl.

Если центральный атом находится в максимальной степени окисления, то кислоты проявляют окислительные свойства, например, взаимодействие с металлами и неметаллами:

C0 + 2H2S+6O4 = C+4O2 + 2S+4O2 + 2H2O,

3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O = 3H3P+5O4 + 5N+2O.

7.2: Кислоты, основания и соли

Существует три основных классификации веществ, известных как кислоты или основания. Определение Аррениуса гласит, что кислота производит H + в растворе, а основание дает OH . Эта теория была разработана Сванте Аррениусом в 1883 году. Позже были предложены две более сложные и общие теории. Это определения кислот и оснований Бренстеда-Лоури и Льюиса. Теория Льюиса обсуждается в другом месте.

Рис. \ (\ PageIndex {1} \) Теории кислотно-основных реакций как модели надмножества и подмножества.- \)) ионы при растворении в воде, высвобождая тем самым ионы OH в раствор.

Кислоты Аррениуса — это вещества, которые производят ионы водорода в растворе, а основания Аррениуса — вещества, которые производят ионы гидроксида в растворе.

Ограничения теории Аррениуса

Теория Аррениуса имеет гораздо больше ограничений, чем две другие теории. Теория не объясняет слабый щелочной аммиак (NH 3 ), который в присутствии воды выделяет гидроксид-ионы в раствор, но сам не содержит ОН-.Кроме того, определение кислоты и основания по Аррениусу ограничивается водными (т.е. водными) растворами.

Теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури

В 1923 году датский химик Йоханнес Бронстед и английский химик Томас Лоури независимо друг от друга предложили новые определения кислот и оснований, в которых основное внимание уделяется переносу протона. Кислота Бренстеда-Лоури — это любой вид, который может передавать протон (H + ) другой молекуле. Основание Brønsted-Lowry — это любой вид, который может принимать протон от другой молекулы.Короче говоря, кислота Бренстеда-Лоури является донором протонов (PD) , а основание Бренстеда-Лоури является акцептором протонов (PA) .

Кислота Бренстеда-Лоури является донором протонов, а основание Бренстеда-Лоури является акцептором протонов.

Давайте воспользуемся реакцией аммиака в воде, чтобы продемонстрировать определения кислоты и основания по Бренстеду-Лоури. {-} (водн.)} \ Label {Eq1} \]

В этой реакции произошло то, что исходная молекула воды подарила ион водорода исходной молекуле аммиака, которая, в свою очередь, приняла ион водорода.Проиллюстрируем это следующим образом:

Поскольку молекула воды отдает ион водорода аммиаку, это кислота Бренстеда-Лоури, а молекула аммиака, которая принимает ион водорода, является основанием Бренстеда-Лоури. Таким образом, аммиак действует как основание как в смысле Аррениуса, так и в смысле Бренстеда-Лоури.

Является ли кислота Аррениуса, подобная соляной кислоте, все еще кислотой в смысле Бренстеда-Лоури? Да, но это требует от нас понимания того, что на самом деле происходит, когда HCl растворяется в воде.Напомним, что атом водорода представляет собой отдельный протон, окруженный одним электроном. Чтобы сделать ион водорода , мы удаляем электрон, оставляя голый протон. Действительно ли у нас есть голые протоны, плавающие в водном растворе? Нет, мы не. На самом деле происходит то, что ион H + присоединяется к H 2 O, образуя H 3 O + , который называется ионом гидроксония . Для большинства целей H + и H 3 O + представляют собой один и тот же вид, но запись H 3 O + вместо H + показывает, что мы понимаем, что нет плавающих голых протонов. в растворе.{-} (aq)} \ label {Eq2} \]

Мы можем изобразить этот процесс с помощью электронных точечных диаграмм Льюиса:

Теперь мы видим, что ион водорода передается от молекулы HCl к молекуле H 2 O, образуя ионы хлора и ионы гидроксония. В качестве донора ионов водорода HCl действует как кислота Бренстеда-Лоури; в качестве акцептора иона водорода H 2 O является основанием Бренстеда-Лоури. Итак, HCl — это кислота не только в смысле Аррениуса, но и в смысле Бренстеда-Лоури. Более того, согласно определениям Бренстеда-Лоури, H 2 O является основанием при образовании водной HCl. +} \) акцептор

Все кислоты и основания Аррениуса также относятся к кислотам и основаниям Бренстеда-Лоури.Однако не все кислоты и основания Бренстеда-Лоури являются кислотами и основаниями Аррениуса.

Пример \ (\ PageIndex {1} \)

Анилин (C 6 H 5 NH 2 ) плохо растворяется в воде. У него есть атом азота, который может принимать ион водорода от молекулы воды, как это делает атом азота в аммиаке. Напишите химическое уравнение этой реакции и определите кислоту и основание Бренстеда-Лоури.

РЕШЕНИЕ

C 6 H 5 NH 2 и H 2 O являются реагентами.{+}} \]

Ответ
Кислота Бренстеда-Лоури: H 2 PO 4 ; База Бренстеда-Лоури: H 2 O

Упражнение \ (\ PageIndex {2} \)

Какое из следующих соединений является основанием Бренстеда-Лоури?

  1. HCl
  2. HPO 4 2
  3. H 3 PO 4
  4. NH 4 +
  5. CH 3 NH 3 +
Ответ:

Основание Бренстеда-Лоури является акцептором протонов, что означает, что оно будет принимать H + . {-} (aq)} \ nonumber \]

В этом случае HPO 4 2 является основанием, поскольку он принимает протон из воды с образованием H 2 PO 4 и OH . Таким образом, HPO 4 2 представляет собой кислоту и основание вместе, что делает его амфотерным.

Поскольку HPO 4 2 — единственное соединение из вариантов, которое может выступать в качестве основы, ответ: (b) HPO 4 2-.

Сводка

  • Кислота Аррениуса — это соединение, которое увеличивает концентрацию ионов H + , а основание Аррениуса — это соединение, которое увеличивает концентрацию ионов OH в водном растворе.
  • Кислота Бренстеда-Лоури является донором протонов; Основание Бренстеда-Лоури является акцептором протона.
  • Все кислоты и основания Аррениуса также относятся к кислотам и основаниям Бренстеда-Лоури. Однако не все кислоты и основания Бренстеда-Лоури являются кислотами и основаниями Аррениуса.

Реакция кислот — Кислоты, основания и соли — (CCEA) — GCSE Chemistry (Single Science) Revision — CCEA

1. Кислотные реакции с металлами

Кислоты реагируют с металлами с образованием соли и водорода.

кислота + металл → соль + водород

Пример:

соляная кислота + магний → хлорид магния + водород

2HCl (водный) + Mg (s) → MgCl 2 (водный) + H Водород в этих реакциях можно проверить. Тест для водорода :

  • наложите светящуюся шину
  • результаты хлопка

2. Кислотные реакции с основаниями

Кислоты реагируют с основаниями с образованием соли и воды.

кислота + основание → соль + вода

Пример:

серная кислота + оксид меди (II) → сульфат меди (II) + вода

H 2 SO 4 (водный) + CuO (s) → CuSO 4 (водн.) + H 2 O (l)

Наблюдения: черный твердый оксид меди (II) исчезает, образуется голубой раствор.

Кислоты реагируют с карбонатами и гидрокарбонатами металлов одинаковым образом. Эти реакции производят соль, воду и углекислый газ.

кислота + карбонат → соль + вода + диоксид углерода

или

кислота + гидрокарбонат → соль + вода + диоксид углерода

Пример — карбонат:

соляная кислота + карбонат меди (II) → хлорид меди (II) + вода + диоксид углерода

3 (т) → CuCl 2 (водн.) + H 2 (г)

Наблюдения: зеленый твердый карбонат меди (II) исчезает, образуется голубой раствор, выделяется тепло, пузыри.

Пример — гидрокарбонат:

соляная кислота + гидрокарбонат натрия → хлорид натрия + вода + диоксид углерода

HCl (водн.) + NaHCO 2 O (л ) + CO 2 (г)

Наблюдения: твердый белый гидрокарбонат натрия исчезает, образуется бесцветный раствор, пузырьки.

Газообразный диоксид углерода, образующийся в этих реакциях, можно проверить. Тест на диоксид углерода :

  • пузырьковый газ в бесцветной известковой воде (раствор гидроксида кальция)
  • раствор изменится с бесцветного на молочный, если газ представляет собой диоксид углерода

Кислоты реагируют с аммиаком с образованием соли.

кислота + аммиак → соль аммония

Пример:

серная кислота + аммиак → сульфат аммония

H 2 SO 4 (водн.) + 2NH 3 (г) → (NH 4 ) 4 (водн.)

Обозначение солей — Кислоты, щелочи и соли — AQA — GCSE Chemistry (Single Science) Revision — AQA

Кислоты нейтрализуются основаниями, включая щелочи, и карбонатами металлов.

Реакции с основаниями, в том числе с щелочами

Кислота + оксид металла → соль + вода

Например:

Серная кислота + оксид меди → сульфат меди + вода

2 SO 4 (водный) + CuO (s) → CuSO 4 (водн.) + H 2 O (l)

Щелочи — растворимые основания. Когда кислоты реагируют со щелочами, образуются соль и вода.Обычно:

Например:

Азотная кислота + гидроксид натрия → нитрат натрия + вода

HNO 3 (водн. ) + H 2 O (l)

Реакции с карбонатами

При реакции кислоты с карбонатами образуются соль, вода и диоксид углерода. Обычно:

Кислота + карбонат → соль + вода + диоксид углерода

Например:

2HCl (водн.) + CuCO 2 (водн.) + H 2 O (л) + CO 2 (г)

Обозначение солей

Название соли состоит из двух частей.Первая часть происходит из основания, карбоната щелочного металла или металла. Вторая часть происходит от кислоты:

  • соляная кислота дает хлоридные соли
  • азотная кислота дает нитратные соли
  • 51gbf5wtyc.0.0.0.1:0.1.0.=»»>
    Вопрос

    Предскажите название соли, образующейся при реакции оксида меди с азотная кислота.

    Показать ответ

    Образовавшаяся соль — нитрат меди.

    Выведение формул солей

    У соли нет общего заряда, так как сумма зарядов на их ионах равна нулю.Формулы некоторых общих ионов приведены ниже:

    2

    4 3-
    Заряд на ионе Примеры
    +1 K + , Na + , Li +
    2+ , Cu 2+ , Fe 2+
    +3 Al 3+ , Fe 3+
    — , Br , I , NO 3
    -2 SO 4 2-

    Обратите внимание, что ионы элементов группы 1 имеют заряд +1, а ионы элементов группы 2 имеют заряд +2.Ионы элементов 7-й группы имеют заряд -1, а ионы элементов 6-й группы имеют заряд -2.

    Пример

    Какова формула сульфата алюминия?

    Формулы ионов: Al 3+ и SO 4 Сумма зарядов ионов нейтральной соли должна быть равна нулю. Два иона Al 3+ имеют общий заряд +6, а три иона SO 4 2- имеют общий заряд -6.

    Итак, формула Al 2 (SO 4 ) 3 .

    Вопрос

    Какова формула хлорида магния?

    2

    кислотно-щелочная реакция | Определение, примеры, формулы и факты

    Кислотно-основная реакция , тип химического процесса, типичным примером которого является обмен одного или нескольких ионов водорода, H + , между частицами, которые могут быть нейтральными (молекулы, такие как вода , H 2 O; или уксусная кислота, CH 3 CO 2 H) или электрически заряженные (ионы, такие как аммоний, NH 4 + ; гидроксид, OH ; или карбонат, CO 3 2−).Он также включает аналогичное поведение молекул и ионов, которые являются кислотными, но не отдают ионы водорода (хлорид алюминия, AlCl 3 и ион серебра AG + ).

    сульфат натрия

    Сульфат натрия, также называемый глауберовской солью, является, как и другие соли, продуктом кислотно-щелочной реакции.

    Martin Walker

    Популярные вопросы

    Что такое кислоты и основания?

    Кислоты — это вещества, содержащие один или несколько атомов водорода, которые в растворе выделяются в виде положительно заряженных ионов водорода.Кислота в водном растворе имеет кислый вкус, меняет цвет голубой лакмусовой бумаги на красный, вступает в реакцию с некоторыми металлами (например, с железом) с выделением водорода, реагирует с основаниями с образованием солей и способствует определенным химическим реакциям (кислотный катализ). Основания — вещества, которые имеют горький вкус и меняют цвет красной лакмусовой бумаги на синий. Основания реагируют с кислотами с образованием солей и способствуют определенным химическим реакциям (щелочной катализ).

    Как измеряются кислоты и основания?

    Кислотам и основаниям присваивается значение от 0 до 14, значение pH, в зависимости от их относительной силы. Чистая вода, которая является нейтральной, имеет pH 7. Раствор с pH менее 7 считается кислым, а раствор с pH более 7 считается щелочным или щелочным. Сильные кислоты имеют более высокую концентрацию ионов водорода, и им присваиваются значения, близкие к 0. И наоборот, сильные основания имеют более высокие концентрации гидроксид-ионов, и им присваиваются значения, близкие к 14. Более слабые кислоты и основания ближе к значению pH 7, чем их более сильные собратья.

    Что происходит во время кислотно-щелочной реакции?

    Кислотно-основная реакция — это тип химической реакции, которая включает обмен одним или несколькими ионами водорода, H + , между частицами, которые могут быть нейтральными (молекулы, такие как вода, H 2 O) или электрически заряженные (ионы, такие как аммоний, NH 4 + ; гидроксид, OH ; или карбонат, CO 3 2−).Он также включает аналогичные процессы, которые происходят в молекулах и ионах, которые являются кислотными, но не отдают ионы водорода.

    Как кислоты и основания нейтрализуют друг друга (или нейтрализуют друг друга)?

    Различные реакции дают разные результаты. Реакции между сильными кислотами и сильными основаниями более полно разлагаются на ионы водорода (протоны, положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы) в воде. Для слабой кислоты и слабого основания нейтрализация более подходящим образом включает прямой перенос протонов от кислоты к основанию.Если один из реагентов присутствует в большом избытке, реакция может привести к образованию соли (или ее раствора), которая может быть кислой, основной или нейтральной в зависимости от силы кислот и оснований, взаимодействующих друг с другом.

    Кислоты — это химические соединения, которые в водном растворе проявляют резкий вкус, разъедающее действие на металлы и способность окрашивать некоторые синие растительные красители в красный цвет. Основания — это химические соединения, которые в растворе становятся мыльными на ощупь и окрашивают красные растительные красители в синий цвет. При смешивании кислоты и основания нейтрализуют друг друга и образуют соли, вещества с солоноватым вкусом и без характерных свойств кислот или оснований.

    Идея о том, что одни вещества являются кислотами, а другие — основаниями, почти так же стара, как и химия, а термины кислота , основание и соль встречаются очень рано в трудах средневековых алхимиков. Кислоты, вероятно, были первыми из них, которые были распознаны, очевидно, из-за их кислого вкуса. Английское слово acid , французское acide , немецкое Säure и русское kislota происходит от слов, означающих кислый (латинское acidus , немецкое sauer , древнескандинавское sūur и Русский кислый ).К другим свойствам, которые в свое время связывали кислоты, относились их растворяющее или коррозионное действие; их действие на растительные красители; и вспенивание, возникающее при нанесении их на мел (образование пузырьков углекислого газа). Основания (или щелочи) характеризовались в основном своей способностью нейтрализовать кислоты и образовывать соли, причем последние довольно слабо характеризовались как кристаллические вещества, растворимые в воде и имеющие соленый вкус.

    Несмотря на их неточный характер, эти идеи служили для корреляции значительного диапазона качественных наблюдений, и многие из самых обычных химических материалов, с которыми сталкивались ранние химики, можно было классифицировать как кислоты (соляная, серная, азотная и угольная кислоты), основания (сода, калий, известь, нашатырный спирт) или соли (поваренная соль, нашатырный спирт, селитра, квасцы, бура).Отсутствие какой-либо очевидной физической основы для рассматриваемого явления затрудняло количественный прогресс в понимании кислотно-основного поведения, но способность фиксированного количества кислоты нейтрализовать фиксированное количество основания была одним из первых примеров химической эквивалентности. : идея о том, что определенная мера одного вещества в некотором химическом смысле равна разному количеству второго вещества. Кроме того, довольно рано было обнаружено, что одна кислота может быть вытеснена из соли другой кислотой, и это позволило расположить кислоты в приблизительном порядке силы.Также вскоре стало ясно, что многие из этих смещений могут происходить в любом направлении в соответствии с экспериментальными условиями. Это явление свидетельствует о том, что кислотно-основные реакции обратимы, то есть продукты реакции могут взаимодействовать, чтобы регенерировать исходный материал. Он также ввел концепцию равновесия в кислотно-щелочную химию: эта концепция гласит, что обратимые химические реакции достигают точки баланса или равновесия, при которой исходные материалы и продукты регенерируются каждой из двух реакций так же быстро, как и они. потребляются другим.

    Получите подписку Britannica Premium и получите доступ к эксклюзивному контенту.
    Подпишитесь сейчас

    Помимо теоретического интереса, кислоты и основания играют большую роль в промышленной химии и в повседневной жизни. Серная кислота и гидроксид натрия входят в число продуктов, производимых в наибольших количествах химической промышленностью, и большой процент химических процессов включает кислоты или основания в качестве реагентов или катализаторов. Почти каждый биологический химический процесс тесно связан с кислотно-щелочным равновесием в клетке или в организме в целом, и кислотность или щелочность почвы и воды имеют большое значение для растений или животных, живущих в них.И идеи, и терминология кислотно-щелочной химии проникли в повседневную жизнь, и термин соль является особенно распространенным.

    Кислотная соль — обзор

    14.2.3 Безводные нанокомпозиты с твердой кислотой

    Соли суперпротонных кислот — хорошо известные протонные проводники с общим составом M m H n (XO 4 ) (m + N) / 2 (M = K, Rb, NH 4 или Cs; X = S или Se) и CsH 2 (RO 4 ) (R = P или As).По структуре они делятся на нормальные кислоты и нормальные соли и содержат оксианионы, связанные водородными связями. Они претерпевают структурный фазовый переход при определенной температуре, и голые протоны подвижны в безводных состояниях из-за существования динамически неупорядоченной сети Н-связей (Баранов и др. , 1989) (рис. 14.11). Таким образом, суперпротонные фазы характеризуются быстрой диффузией протонов и интенсивными колебаниями тетраэдров XO 4 или RO 4 .Таким образом, протонная проводимость является внутренним свойством из-за идеальной кристаллической решетки, и любые структурные дефекты уменьшают протонную проводимость. Эти соединения не содержат в своей структуре молекул воды, поэтому обладают высокой термической и электрохимической стабильностью. Их проводимость не зависит от влажности воздуха и может быть увеличена за счет получения неорганических композитов с оксидами металлов с большой площадью поверхности (Пономарева и др. , 1996; Пономарева, Лаврова, 1998).

    14.11. Структурно-фазовый переход твердых кислот.

    Наиболее известным соединением является CsHSO 4 , структура которого показана на рис. 14.12 2. Оно демонстрирует высокую протонную проводимость 10 -2 См / см при температурах> 141 ° C, где происходит фазовый переход и он суперпротонный. Как показано в Таблице 14.5 и на Рис. 14.13, температура суперпротонного перехода обычно составляет 70–250 ° C, и эти материалы обладают очень высокой проводимостью (от 10 –3 до 10 –1 См / см).Это делает эти материалы очень перспективными для применения в топливных элементах, работающих при средних температурах (100–250 ° C). Для получения более низкой температуры суперпротонного перехода и высокой проводимости были приготовлены новые твердые соединения, например, CsHSO 4 • CsH 2 PO 4 и CsHSO 4 • CsH 2 PO 4 (Crisholm and Haile , 2000; Haile et al. , 1995).

    14.12. Кристаллическая структура твердой кислоты CsHSO 4 : (а) моноклинная фаза II и (б) тетрагональная фаза III, где каждая позиция кислорода имеет половинное заполнение, а атомы водорода расположены в середине неупорядоченных водородных костей (пунктирные линии) .

    Таблица 14.5. Различные твердые кислоты и их свойства

    Соединения Температура перехода (° C) Протонная проводимость (См / см) Структура суперпротонной фазы Ссылка
    KHSO 4 4 900 177 10 −1 выше 177 ° C Баранов и др. , 2005
    RbHSO 4 ~ 10 −2 Баранов и др., 2005
    RbHSeO 4 172 ~ 10 −2 Баранов и др. , 2005
    CsHSO 4 140 4 × 10 −2 при 200 ° C Haile et al. , 2001
    CsHSeO 4 124 ~ 10 −2 Haile et al. , 2001
    Х3ПО 4 178 7 × 10 −5 при 185 ° C Моноклинический Ортиз и др., 1999
    RbH 2 PO 4 71 6,8 × 10 −2 при 340 ° C Моноклинический Ortiz et al. , 1999
    CsH 2 PO 4 230 2,2 × 10 −2 при 240 ° C Кубический Баранов и др. , 1989
    NH 4 H 2 PO 4 160 4 × 10 −2 при 180 ° C Кубический Баранов и др., 1989
    K 3 H (SO 4 ) 2 205 4 × 10 −3 при 208 ° C Boysen et al. , 2004
    K 3 H (SeO 4 ) 2 117 ~ 10 −3 при 127 ° C Ромбоэдрический Синицын и др. , 2000
    Rb 3 H (SeO 4 ) 2 174 2 × 10 −4 при 186 ° C Ромбоэдрический Синицын и др., 2000
    Cs 3 H (SeO 4 ) 2 182 ~ 2 × 10 −4 при 187 ° C Boysen et al. , 2004
    (NH 4 ) 3 H (SeO 4 ) 2 27 4 × 10 −3 при 110 ° C Boysen et al. al. , 2004

    14,13. Протонная проводимость твердых кислот при разных температурах.

    Твердые кислоты являются хорошими кандидатами в протонпроводящие мембраны из-за их высокой протонной проводимости в безводном состоянии, что устраняет деликатную проблему управления водными ресурсами. Тем не менее, они также обладают серьезными недостатками, такими как хрупкость, узкий температурный диапазон для суперпротонной фазы (между температурой перехода и температурой плавления) (Piao et al. , 2009), химическая нестабильность (Baranov et al. , p. 2005), растворимость в воде и плохие механические свойства (Boysen et al., 2004). Поэтому их композиционные материалы направлены на объединение преимуществ твердых кислот для устранения этих недостатков. Однако этот тип нанокомпозитного материала до сих пор мало изучен по сравнению с другими типами неорганических наполнителей. В литературе можно найти только предварительные исследования полимерных композитов на основе CsHSO 4 и поливинилиденфторида (PVDF) (Boysen et al. , 2000) и CsHSO 4 с поли (акрилонитрилом) (Andronie и другие., 2008).

    Первый отчет о применении CsHSO 4 в топливном элементе был в 2001 году (Haile et al. , 2001). Эта система могла работать при 150–160 ° C в конфигурации H 2 / O 2 с напряжением холостого хода 1,1 В и плотностью тока короткого замыкания 44 мА / см 2 . Он также был стабильным во влажной среде, но по своим характеристикам был значительно ниже, чем у эквивалентных композитных полимерных мембран, работающих при 130–140 ° C (Costamagna et al., 2002). Позже те же группы использовали электролитную мембрану CsH 2 PO 4 в топливном элементе, работающем при 250 ° C. Ячейка работала стабильно, и пиковая и максимальная плотности мощности составляли 48,9 мВт / см 2 и 301 мА / см 2 (короткое замыкание), соответственно. Это был очень положительный результат, но проводимость CsH 2 PO 4 при низких температурах ( -6 См / см). Следовательно, вполне вероятно, что эти топливные элементы могут иметь ряд проблем с запуском при использовании в циклических приложениях (например, в автомобилях).

    Было проведено больше исследований смеси твердых кислот с частицами оксидов. Гетерогенное легирование высокодисперсными инертными оксидами показало заметное увеличение протонной проводимости для некоторых твердых кислот, в частности, при температурах ниже, чем температура суперпротонов (Otomo et al. , 2008; Saito et al. , 2009). В этих композитах имело место сильное поверхностное взаимодействие компонентов, которое привело не только к стабилизации новой фазы на поверхности оксида, но и к изменению объемных свойств солей (Лаврова, Пономарева, 2008). ).Часто используемые оксидные частицы являются пористыми, и влияние их пористости на проводимость было изучено. Однако низкотемпературная протонная проводимость этих композитов остается неясной, но часто утверждают, что твердая кислота принимает аморфную фазу с высокой протонопроводящей способностью в мезопорах при более низких температурах (Лаврова и Пономарева, 2008). Другое объяснение может заключаться в существовании метастабильной фазы во время охлаждения композитов, вызванной упругими силами сдвига (Otomo et al., 2008). Окончательное объяснение будет заключаться в том, что изменение кристаллической структуры и усиление межфазного взаимодействия между двумя фазами в композите приводит к более низкой температуре плавления для твердой кислоты в композите, чем для чистой твердой кислоты (Piao et al. , 2009 ).

    Наблюдалось, что диспергирование частиц SiO 2 в твердо-кислотной матрице улучшает механические свойства мембраны (Бондаренко и др. , 2009). Введение CsH 2 PO 4 в пористые мембраны из анодного оксида алюминия дало высокую выходную мощность при комнатной температуре, и, кроме того, опора мембраны из анодного оксида алюминия гарантирует работу топливного элемента с хорошей воспроизводимостью без какой-либо внешней поддержки (Bocchetta et al. ., 2009 г.).

    Безводные кислоты обычно страдают плохими механическими свойствами и растворимостью в воде, а также чрезмерной пластичностью и объемным расширением при повышении температуры. Однако, когда они включены в каналы полимерной мембраны, они могут быть очень полезны при высоких температурах, поскольку их проводимость не зависит от влажности. Однако до того, как твердые кислоты можно будет использовать в топливных элементах, все еще остаются технологические проблемы: (а) изготовление тонких, непроницаемых твердокислотных мембран, (б) улучшение характеристик электрода и (в) конструкция системы для защиты электролита. от жидкой воды во время отключения топливных элементов (Haile et al., 2004).

    Соли

    ЦЕЛИ:
    • Распознавать соли как продукты кислотно-основных реакций
    • Определите, будет ли водный раствор соли кислым, основным или нейтральным
    • Понять, как pH может влиять на растворимость

    Список ингредиентов почти любого домашнего продукта обязательно должен включать по крайней мере одно соединение, которое химики классифицируют как соль. Хотя вы можете думать о соли как о белых гранулах, используемых для ароматизации пищевых продуктов (известных химиками как хлорид натрия, NaCl), химики классифицируют многие соединения как соли. Для химиков соль — это любое ионное соединение, которое могло образоваться в результате кислотно-щелочной реакции. Хлорид натрия подходит под это определение, поскольку он может быть образован реакцией соляной кислоты и гидроксида натрия:

    HCl + NaOH
    NaCl + H 2 O

    При объединении любой кислоты и основания происходит обмен
    реакция

    происходит, производя соль и воду. Общее уравнение для этого процесса
    показано ниже:

    HA + BOH
    BA + H 2 O

    Отрицательный ион соли (A ) является сопряженным основанием кислоты HA, а положительный ион соли (B + ) является сопряженной кислотой основания BOH.В зависимости от силы кислоты и основания полученный раствор может быть кислым, основным или нейтральным.

    Если известны силы исходной кислоты (HA) и основания (BOH), можно определить силу их сопряженной кислоты и основания, поскольку константы ионизации сопряженных кислотно-основных пар связаны:

    K a x K b = K w = 1,0 x 10 -14

    Завершено
    следующие заявления:

    Хорошо!
    Эта взаимосвязь также наблюдается с основаниями и их сопряженными кислотами. Если BOH — очень сильное основание, B + будет очень слабой кислотой.
    и не повлияет на pH раствора. Если BOH — слабая база, B +
    будет слабой кислотой и вызовет снижение pH раствора.
    Эти отношения кратко описаны в таблице ниже:

    Пример Основание конъюгата Сила основания конъюгата Влияние на pH
    Сильная кислота HNO 3 НЕТ 3 Очень слабая Нет
    Слабая кислота HCO 2 H HCO 2 Слабая Увеличение
    Пример Кислота конъюгированная Сила конъюгированной кислоты Влияние на pH
    Крепкое основание КОН К + Очень слабая Нет
    Слабая база NH 3 NH 4 + Слабая Уменьшение

    А
    сильная кислота — это кислота, которая полностью ионизируется в воде. Его ионизация
    константа слишком велика для измерения. В этом случае сопряженная
    база будет иметь константу ионизации, которая невероятно мала (слишком
    малы по размеру!) и могут быть отнесены к категории очень слабых.

    Предположим
    слабая кислота имеет константу ионизации 1,0 x 10 -4 . В
    Константа ионизации его сопряженного основания будет 1,0 x 10 -10 .
    Как бы вы классифицировали силу этой базы? А теперь предположим слабый
    кислота имеет константу ионизации 1.0 х 10 -11 . Ионизация
    Константа его сопряженного основания будет 1,0 x 10 -3 . Было бы
    сила этой базы должна быть в той же классификации, что и первая
    пример?

    Помните
    что основание (если только оно не очень слабое) вызовет pH
    раствор для увеличения.

    А
    очень слабое основание не повлияет на pH раствора.

    Сравнение эффектов текстов концептуальных изменений, реализованных после и до обучения, на понимание учащимися средних школ кислотно-основных концепций

    Вопрос: Вышеуказанные стаканы содержат хлор аммония, хлор натрия и раствор бикарбоната натрия соответственно. Что вы думаете о значениях pH этих солевых растворов? Объясните

    Заблуждения: Хотя многие студенты считают, что все солевые растворы нейтральны или имеют pH 7, некоторые полагают, что они не имеют никакого значения pH или pH 0.

    Как вы знаете, когда соли растворяются в воде, они распадаются на составляющие их катионы и анионы. Реакции ионов солей с молекулами воды с образованием ионов H 3 O + или OH называются реакциями гидролиза солей. В реакции молекула воды принимает участие в реакции как один из реагентов. Из этого следует, что солевые растворы могут быть кислыми, основными или нейтральными. Если бы все солевые растворы были нейтральными, pH в эквивалентной точке всех титрований был бы 7.Но мы знаем, что pH в эквивалентных точках может быть меньше или больше 7. Причина этого в том, что образовалась своего рода соль.

    Можно ли предсказать, образует ли реакция гидролиза соли кислый раствор (содержащий ионы H 3 O + ) или щелочной раствор (содержащий ионы OH )?

    Самый простой способ — изучить кислоту и основание, из которых образована соль. Есть четыре возможности: (i) соли сильных кислот и сильных оснований: например, NaCl — это соль, образованная в результате реакции нейтрализации между NaOH и HCl.

    Ионы в растворе NaCl: Na + и Cl . Оба являются ионами сильной кислоты (HCl) и сильного основания (NaOH). Таким образом, ни Na, ни H 3 O + не гидролизуются. Его водный раствор нейтрален и имеет pH = 7 при 25 0 ° C, то есть не является ни кислым, ни основным .

    (ii) соли сильных кислот и слабых оснований: например, NH 4 Cl представляет собой соль, образованную реакцией нейтрализации между NH 3 и HCl.

    Водный раствор этой соли слабокислый или имеет pH ниже 7, потому что ион Nh5 + отдает воде ионы H + . Этот процесс называется гидролизом соли . Поскольку Cl представляет собой конъюгированное основание с HCl (сильная кислота), у него нет сродства к ионам H + . Это просто ион-наблюдатель в этой реакции

    (iii) соли слабых кислот и сильных оснований: растворов этих солей являются основными и имеют pH менее 7.Например, CH 3 COONa представляет собой соль, образованную реакцией нейтрализации между CH 3 COOH (слабая кислота) и NaOH (сильное основание).

    Его водный раствор является основным, поскольку ион CH 3 COO (этаноат) в растворе является основанием Бренстеда-Лоури и реагирует с водой с образованием этановой кислоты (уксусной кислоты) и гидроксид-ионов. Ион Na + является просто ионом-наблюдателем в реакции.

    , и (iv) соли слабых кислот и слабых оснований: Водные растворы этих солей могут быть нейтральными, кислотными или основными в зависимости от относительной силы кислоты и основания.В этом случае гидролизу подвергаются как катион, так и анион соли. Является ли солевой раствор кислым, основным или нейтральным, оценивается путем сравнения значений Ka (константа диссоциации кислоты) и Kb (константа диссоциации основания). Если K a (катион)> K b (анион), раствор соли будет кислым. Если K a (катион) = K b (анион), раствор соли нейтрален. Если K a (катион) K b (анион), раствор соли является основным.Например, если основание NH 3 имеет K b = 1,6 x 10 -5 , а кислотная HClO имеет Ka 3,4 x 10 -8 , то водный раствор HClO и Nh5 будет основной, потому что Ka HClO меньше Ka NH 3 .

    Таким образом, если кислота слабая, то есть слабо ионизированная, а щелочь сильная, то есть сильно ионизированная, водный раствор соли будет иметь щелочную реакцию в результате гидролиза. В противном случае, если основание слабое, соль будет иметь кислую реакцию в водном растворе.

    Кроме того, по молекулярным формулам солей можно определить, являются ли их водные растворы основными, кислотными или нейтральными. Соли состоят из катиона (кроме H + ) и аниона (кроме OH или оксида, O 2–). Формула соли указывает кислоту и основание, из которых получается соль. Катион происходит от основания; анион является производным кислоты. Например, предположим, будет ли водный раствор каждой из следующих солей кислотным, основным или нейтральным:

    (a) NaCO 3 — соль сильного основания, NaOH и слабой кислоты, H 2 CO 3 .Ион Na + не будет гидролизоваться, но ион CO 3 -2 будет. Основным будет водный раствор NaCO 3 . (b) Na 2 SO 4 представляет собой соль сильного основания NaOH и сильной кислоты h4SO4. Ни ион Na + , ни ион SO 4 -2 не гидролизуются. Водный раствор Na 2 SO 4 будет нейтральным. (c) NH 4 NO 3 представляет собой соль слабого основания NH 3 и сильной кислоты HNO 3 .Ион NH 4 + гидролизуется, а ион NO 3 -1 — нет.

Урок №36. Кислоты: классификация, номенклатура, физические и химические свойства

Урок №36. Кислоты: классификация, номенклатура, физические и химические свойства

Посмотрите видео по теме:

Видео YouTube

Изучите материал на странице, формулы и названия кислот нужно будет выучить наизусть.

Вам, наверное, известны некоторые кислоты. В лимонах и грейпфрутах содержится лимонная кислота, в щавеле — щавелевая, в яблоках — яблочная, а в уксусе, образующемся при брожении виноградного или яблочного сока — уксусная. Все эти примеры органических кислот. К числу неорганических или минеральных кислот относятся соляная, серная кислоты. [1] 

Кислоты — сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков.


Классификация кислот

1. По числу атомов водорода: число атомов водорода (n) определяет основность кислот:

n = 1  одноосновная   

n = 2  двухосновная   

n = 3   трехосновная

2. По составу:

а) Таблица кислородсодержащих  кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:

Кислота (НnА)

Кислотный остаток (А)

Соответствующий кислотный оксид

HClO4хлорная

ClO4 (I) перхлорат

Cl2O7 оксид хлора (VII )

H2SO4 серная

SO4 (II) сульфат

SO3    оксид серы (VI ), серный ангидрид

HNO3 азотная

NO3 (I) нитрат

N2O5 оксид азота ( V )

HMnO4 марганцевая

MnO4 (I) перманганат

Mn2O7 оксид марганца (VII )

H2SO3 сернистая

SO3 (II) сульфит

SO2      оксид серы (IV )

H3PO4 ортофосфорная

PO4 (III) ортофосфат

P2O5   оксид фосфора (V )

HNO2 азотистая

NO2 (I) нитрит

N2O3   оксид азота (III )

H2CO3 угольная

CO3 (II) карбонат

CO2 оксид углерода ( IV), углекислый газ

H2SiO3 кремниевая

SiO3 (II) силикат

SiO2  оксид кремния (IV)

 

б) Таблица бескислородных кислот

Кислота (НnА)

Кислотный остаток (А)

HCl  соляная, хлороводородная

Cl (I) хлорид

H2S сероводородная

S(II) сульфид

HBr бромоводородная

Br (I) бромид

HI йодоводородная

I(I) йодид

HF фтороводородная,плавиковая

F(I) фторид

 

Физические свойства кислот

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO3, борная H3BO3

Почти все кислоты растворимы в воде. 

Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H2SiO3

Растворы кислот имеют кислый вкус — он присущ всем кислотам, растворимым в воде. Его мы ощущаем и в неспелых яблоках, и в разведенном водой уксусе. Однако в лаборатории пробовать вещества на вкус запрещается — это может привести к ожогам и отравлениям. Как же химики судят о том, является ли данное вещество кислотой ? Для этого используют индикаторы — сложные органические вещества, изменяющие окраску в присутствии кислоты. Из них наиболее известны лакмус и метилоранж. Как объяснить тот факт, что растворы различных кислот проявляют сходные свойства? Постараемся найти общее в составе кислот. Обратите внимание — все они содержат водород. Именно атомы водорода и обуславливают общие свойства кислот, поэтому в формулах минеральных кислот водород записывается на первом месте. Группа атомов, стоящая в формуле кислоты после водорода, носит название кислотного остатка.[1] Количество атомов водорода в формуле равно валентности кислотного остатка.

Способы получения кислот

бескислородные

кислородсодержащие

HCl, HBr, HI, HF, H2S

HNO3, H2SO4 и другие

ПОЛУЧЕНИЕ

1. Прямое взаимодействие неметаллов

H2 + Cl2 = 2 HCl

1. Кислотный оксид + вода = кислота  

SO3 + H2O  = H2SO4

2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой

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

 Обязательно посмотрите видео-опыты:

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 соль, выпадающая в осадок или выделяется газ:

 

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

 

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:       

H2CO3 ↔ H2O + CO2

H2SO3 ↔ H2O + SO2

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ (письменно в тетрадь)

№1. Распределите химические формулы кислот  в таблицу. Дайте им названия:

LiOH, Mn2O7, CaO, Na3PO4, H2S, MnO, Fe(OH)3, Cr2O3, HI , HClO4 ,HBr , CaCl2, Na2O,  HCl , H2SO4 , HNO3 , HMnO4 , Ca(OH)2, SiO2,  H2SO3 , Zn(OH)2, H3PO4 , HF , HNO2 ,H2CO3 , N2O, NaNO3 ,H2S , H2SiO3

Кислоты

Бескислородные

Кислород содержащие

растворимые

 

нераство-

римые

одно-основные

двух-основные

трёх-основные

№2. Составьте уравнения реакций:

Ca + HCl

Na + H2SO4

Al + H2S

Ca + H3PO4
Назовите продукты реакции.

№3. Составьте уравнения реакций, назовите продукты:

Na2O + H2CO3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe2O3 + H2SO4

№4. 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.

Выполните тест:

ТРЕНАЖЁРЫ для самопроверки ( не оцениваются, но Вы видите результат )

Тренажёр №1. «Формулы и названия кислот»

Тренажёр №2. » Установление соответствия: формула кислоты — формула оксида»

Тренажёр №3. «Действие кислот на индикаторы»

Тренажёр №4. «Классификация кислот по наличию кислорода в кислотном остатке»

Тренажёр №5. «Классификация кислот по основности»

Тренажёр №6. «Классификация кислот по растворимости в воде»

Тренажёр №7. «Классификация кислот по стабильности»

Техника безопасности — Оказание первой помощи при попадании кислот на кожу

Техника безопасности — Правила техники безопасности при работе с кислотами файл

Техника безопасности — Правило разбавления концентрированной серной кислоты водой

Это интересно: 

Химия просто

13.1 Кислоты и основания | Типы реакций

Что такое кислоты и основания? (ESBQV)

Кислоты и щелочи бытовые

Осмотрите свой дом и школу и найдите примеры кислот и оснований. Помните, что продукты также могут быть кислым или основным.

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

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

Кислота

Формула

База

Формула

Кислота соляная

\ (\ text {HCl} \)

Натрия гидроксид

\ (\ text {NaOH} \)

Серная кислота

\ (\ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {4} \)

Гидроксид калия

\ (\ text {KOH} \)

Сернистая кислота

\ (\ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {3} \)

Карбонат натрия

\ (\ text {Na} _ {2} \ text {CO} _ {3} \)

Уксусная (этановая) кислота

\ (\ text {CH} _ {3} \ text {COOH} \)

Гидроксид кальция

\ (\ text {Ca} (\ text {OH}) _ {2} \)

Угольная кислота

\ (\ text {H} _ {2} \ text {CO} _ {3} \)

Гидроксид магния

\ (\ text {Mg} (\ text {OH}) _ {2} \)

Азотная кислота

\ (\ text {HNO} _ {3} \)

Аммиак

\ (\ text {NH} _ {3} \)

Фосфорная кислота

\ (\ text {H} _ {3} \ text {PO} _ {4} \)

Бикарбонат натрия

\ (\ text {NaHCO} _ {3} \)

Таблица 13. 1: Некоторые распространенные кислоты и основания и их химические формулы.

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

Определение кислот и оснований (ESBQW)

Одно из первых замечаний о кислотах — это то, что они имеют кислый вкус.Основания были отмечены имеют мыльный вкус и горький вкус. Однако вы не можете пойти на дегустацию и почувствовать себя неизвестным вещества, так как они могут быть вредными. Также когда химики начали больше записывать химические реакции нужны практические определения.

За прошедшие годы был разработан ряд определений кислот и оснований. Одним из первых был Аррениус определение. {-} \ text {(aq)} \)

Для получения дополнительной информации о диссоциации см. Класс 10 (глава 18: реакции в водной среде). решение).{-} \) ионов и, следовательно, является база .

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

Однако это определение может использоваться только для кислот и оснований в воде . Поскольку есть много реакции, которые не происходят в воде, важно было придумать гораздо более широкое определение для кислоты и основания.

В 1923 году Лоури и Бронстед продолжили работу Аррениуса, чтобы разработать более широкое определение кислот. и базы. Модель Bronsted-Lowry определяет кислоты и основания с точки зрения их способности отдавать или принимать протоны. {+} \ text {(aq)} \)

В этой реакции \ (\ text {CH} _ {3} \ text {COOH} \) (уксусная кислота или уксус) является донором протонов и следовательно, кислота .{+} \ text {(aq)} \)

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

Обратите внимание на эти примеры, как мы смотрели на общие элементы, чтобы разбить реакцию на две части. Так что в В первом примере мы проследили, что случилось с хлором, чтобы увидеть, является ли он частью кислоты или основания.И мы также проследили за азотом, чтобы увидеть, является ли он частью кислоты или основания. Вы также должны заметить, как в реакции на кислоту с правой стороны на один водород меньше, а в реакции на у основания есть дополнительный водород с правой стороны.

Амфотерные вещества

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

В зависимости от того, с какой водой реагирует, она может реагировать как основание или как кислота. Сказано, что вода быть амфотерным . Вода в этом отношении не уникальна, есть несколько других веществ. также амфотерный.

Амфотерный

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

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

Амфипротика

Амфипротическое вещество — это вещество, которое может реагировать как донор протонов (кислота Бренстеда-Лоури) или как акцептор протона (основание Бренстеда-Лоури).{-} \)).

Примечание: Вы также можете увидеть термин амфолит , используемый для обозначения вещества которые могут действовать как кислота и основание. Этот термин больше не используется в химии.

темп текст
Полипротонные кислоты [НЕ В КОЛПАЧКАХ]

Полипротонная (многопротонная) кислота — это кислота, которая может отдавать более одного протона. За Например, серная кислота может отдавать один протон с образованием иона гидросульфата:

\ [\ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {4} \ text {(aq)} + \ text {OH} ^ {-} \ text {(aq)} \ rightarrow \ text {HSO} _ {4} ^ {-} \ text {(aq)} + \ text {H} _ {2} \ text {O (l)} \]

Или он может отдать два протона для образования сульфат-иона:

\ [\ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {4} \ text {(aq)} + 2 \ text {OH} ^ {-} \ text {(aq)} \ rightarrow \ text {SO} _ {4} ^ {2 -} \ text {(aq)} + 2 \ text {H} _ {2} \ text {O (l)} \]

В этой главе мы в основном будем рассматривать монопротонные кислоты (кислоты, которые могут отдавать только один протон). {+} \ text {(aq)} \)

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

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

Разбиваем реакцию на две части:

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

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

Отсюда мы видим, что кислота Бренстеда-Лоури — это \ (\ text {HBr} \), а База Бронстеда-Лоури — \ (\ text {KOH} \). {+} \ text {(aq)} \)

Мы видим, что \ (\ text {HCl} \) действует как кислота, а \ (\ text {NH} _ {3} \) действует как основание.{+} \) образуют сопряженную кислотно-основную пару.

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

Мы можем представить это как:

Кислотно-основные пары конъюгата

Используя стандартные кислоты и основания из Таблицы 13.1, выберите кислоту и щелочь из списка. Напишите химическое уравнение реакции этих двух соединения.

Теперь определите пары сопряженных кислот и оснований в выбранной вами реакции.{-} \ text {(aq)} \)

Запишите, какой реагент является основанием, а какой — кислотой. {+} \ text {(aq)} \)

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

Обозначьте конъюгированные пары кислота-основание.

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

Конъюгированная пара кислота-основание представляет собой пару реагента и продукта, которая превращается в друг друга через потерю или приобретение протона. Так, например, кислота теряет протон с образованием основания. Кислота и полученное основание называются конъюгатом. кислотно-основная пара.

Реакции металлов с кислотами с образованием солей | Эксперимент

Эксперимент сначала проводится в меньшем масштабе с использованием пробирок (урок 1 ниже), без попытки восстановить образовавшиеся соли.Это устанавливает, что образование водорода является характерным свойством реакции металлов и кислот. Затем это можно сделать в большем масштабе (урок 2 ниже), а образовавшиеся соли можно извлечь путем кристаллизации.

Урок 1 представляет собой серию экспериментов в пробирках, в которых каждая рабочая группа устанавливает общий признак того, что водород выделяется, когда металлы реагируют с кислотой — если металл вообще реагирует. Это должно занять около 40 минут, и большинство классов должно уметь выполнять эту версию. Каждой рабочей группе требуется небольшой набор металлов и кислот для тестирования.

Диапазон протестированных металлов и кислот может быть расширен на демонстрации учителю в заключительной части этого урока.

Урок 2, в котором образовавшаяся соль восстанавливается путем кристаллизации, занимает больше времени, и класс должен быть достаточно надежным в поведении и навыках манипулирования, чтобы справиться с опасностями, связанными с нагреванием кислых растворов в мензурках на треногах.

Время, необходимое для реакции, зависит от размера частиц используемого металла.Использование небольших гранул помогает сократить время.

Оборудование

Аппарат

Урок 1
  • Защита глаз
  • Пробирки, 100 мм x 16 мм или аналогичные, x8
  • Штатив для пробирок
  • Пробки или пробки для свободного размещения пробирок, x2
  • Горелка Бунзена
  • Шина
Урок 2
  • Колба коническая, 100 см 3
  • Стакан, 100 см 3
  • Измерительный цилиндр, 100 см 3
  • Стеклянный стержень для перемешивания
  • Шпатель
  • Фильтровальная воронка диаметром примерно 65 мм
  • Фильтровальная бумага
  • Горелка Бунзена
  • Штатив
  • Треугольник Пипекле или керамическая сетка (см. Примечание 1)
  • Коврик термостойкий
  • Испарительная ванна, мин. 50 см 3 вместимость
  • Чаша для кристаллизации (см. Примечание 2)

Примечания к аппарату

  1. Керамическую сетку можно использовать вместо треугольников для опоры испарителя, но в этом случае испарение займет больше времени.
  2. Стадии испарения и кристаллизации могут быть неполными за время, отведенное на Урок 2. В этом случае чашки для кристаллизации необходимо отложить, чтобы кристаллизация проходила медленно. Однако нельзя допускать полного высыхания посуды, так как это портит качество кристаллов. При периодических проверках можно будет решить, когда слить излишки раствора из каждой чашки, чтобы ученики могли проверить на следующем уроке хорошие кристаллы.

Химическая промышленность

Урок 1
  • Разбавленная соляная кислота, 1 M, 25 см 3
  • Разбавленная серная кислота, 0,5 M (РАЗДРАЖАЮЩИЙ), 25 см 3
  • Мелкие гранулы, крупная опилка или кусочки фольги из этих металлов в небольших емкостях с этикетками: медь, железо, магний, цинк
Урок 2
  • Маленькие гранулы цинка, примерно 5 г в емкости с этикеткой
  • Разбавленная серная кислота, 0. 5 M (РАЗДРАЖАЮЩИЙ), 50 см 3

Примечания по технике безопасности, охране труда и технике

  • Прочтите наше стандартное руководство по охране труда и технике безопасности.
  • Во всем пользовании защитными очками.
  • Выбор металлов может варьироваться в зависимости от того, какие металлы доступны в виде мелких гранул (до 5 мм), крупных опилок или фольги. Важно то, что в каждой группе есть по крайней мере два металла, которые легко реагируют, а один — нет.
  • Медь, Cu (s) — см. CLEAPSS Hazcard HC026.
  • Железные опилки, Fe (s) — см. CLEAPSS Hazcard HC055a.
  • Магниевая лента, мг (ов) — см. CLEAPSS Hazcard HC059a. Магниевые стружки ОЧЕНЬ ВОСПЛАМЕНЯЮТСЯ. Следует контролировать распределение кусочков магниевой ленты, чтобы учащиеся не брали несколько кусочков и не экспериментировали с их воспламенением.
  • Гранулы цинка, Zn (s) — см. CLEAPSS Hazcard HC107. В то время как другие комбинации металла / кислоты реагируют таким же образом, восстановление соли путем кристаллизации (в Уроке 2) может быть не таким успешным, как при использовании цинка и серной кислоты.
  • Разбавленная соляная кислота, HCl (водн.) — см. CLEAPSS Hazcard HC047a и CLEAPSS Recipe Book RB043.
  • Разбавленная серная кислота, H 2 SO 4 (водн.), (РАЗДРАЖАЮЩИЙ в используемой концентрации) — см. CLEAPSS Hazcard HC098a и CLEAPSS Recipe Book RB098.

Процедура

Урок 1
  1. Поместите шесть пробирок в штатив для пробирок.
  2. Добавьте разбавленную соляную кислоту на глубину 2–3 см в первые три пробирки и на глубину 2–3 см разбавленной серной кислоты в остальные три пробирки.
  3. Добавьте по маленькому кусочку другого металла в каждую из пробирок с соляной кислотой. Запишите, какой металл вы добавляете в каждую трубку.
  4. Добавьте небольшой кусок того же металла в каждую из трубок с серной кислотой. Запишите, какой металл вы добавляете в каждую трубку.
  5. Ваш учитель покажет вам, как проверять газ, образующийся в этих реакциях.
  6. Выберите один из металлов, который быстро реагирует с кислотами, и в чистой пробирке добавьте кусок этого металла на глубину 2–3 см от одной из кислот. На этот раз неплотно вставьте пробку в верхнюю часть пробирки, чтобы выделяемый газ медленно выходил. Зажгите деревянную леску, снимите пробку и немедленно поднесите пламя к горловине трубки. Если ничего не происходит, возможно, вам придется попробовать еще раз.

Урок 2 Показать в полноэкранном режиме

  1. Отмерьте 50 см 3 разбавленной серной кислоты с помощью мерного цилиндра и налейте ее в стакан. Осторожно нагрейте эту кислоту на слабом не дымном пламени Бунзена.Выключите горелку Бунзена до того, как раствор закипит. Осторожно снимите стакан с кислотой со штатива в соответствии с инструкциями учителя и поставьте его на термостойкий коврик. Будьте очень осторожны, чтобы не ударить по штативу, когда стакан находится на нем.
  2. К этой горячей кислоте добавьте примерно половину предоставленных кусочков цинка. Избегайте вдыхания кислых паров, которые могут подняться из стакана в результате сильного пузырения.
  3. Если весь цинк вступает в реакцию, добавьте еще две части и перемешайте стеклянной палочкой.Добавьте еще цинка, пока не перестанут образовываться пузырьки. Кислота израсходована.
  4. Отфильтруйте теплый раствор в коническую колбу, чтобы удалить излишки цинка. Перелейте фильтрат в испарительную ванну.
  5. Поместите испарительную ванну на треугольник или марлю на штатив и осторожно прокипятите раствор на слабом пламени Бунзена. Будьте очень осторожны, чтобы не ударить штатив, поддерживающий чашу. Когда объем уменьшится примерно наполовину, окуните в раствор стеклянную палочку и подержите ее, пока она не остынет.Если на стеклянном стержне образуются маленькие кристаллы, прекратите нагревание, в противном случае продолжайте до достижения этой точки. Не продолжайте нагревать сверх точки, когда кристаллы начнут появляться на верхнем крае раствора.
  6. Вылейте оставшийся горячий раствор в форму для кристаллизации, следуя указаниям учителя. Промаркируйте блюдо и оставьте до следующего урока, чтобы оно кристаллизовалось. Затем кристаллы можно исследовать с помощью ручного объектива или микроскопа.

Учебные заметки

Используйте раздаточный материал для учащихся, доступный с этим ресурсом, и попросите учащихся ответить на каждый вопрос, наблюдая за реакцией.

Безопасность особенно важна для младших школьников. Помните о проблемах, связанных с нагреванием стаканов или испарением посуды на штативах, а также с снятием таких горячих контейнеров со штатива после нагрева. Студенты не должны сидеть на лабораторных стульях при выполнении этих операций.

Использование щипцов подходящего размера — хороший способ поднять горячие контейнеры, но в некоторых школах их может не быть. Если есть какие-либо сомнения в безопасности этого шага, учитель должен сначала поднять каждый стакан на термостойкий коврик, используя толстую ткань или надев подходящие термозащитные перчатки, прежде чем ученики добавят кусочки цинка.То же самое относится к перемещению испарительной ванны перед переливанием ее содержимого в кристаллизатор.

Процедура безопасного тестирования выделившегося газообразного водорода в реакциях в пробирке должна быть продемонстрирована в подходящий момент в уроке 1. Неплотно вставленная пробка позволяет накопить достаточное количество газа в медленной реакции, чтобы провести успешный тест. Тем не менее многим студентам сложно пройти успешный «всплывающий» тест на водород, поэтому вам, возможно, также придется провести дополнительные демонстрации.

Эта пара экспериментов является важным этапом для младших школьников в понимании того, что такое кислота. Им нужно понимать, как делать обобщения на основе достаточного количества примеров, и видеть пределы этого обобщения в металлах, которые не реагируют. Возможно, на заключительных этапах урока 1 это обсуждение будет продолжено путем дополнительных демонстраций других металлов и кислот. В частности, разбавленная азотная кислота (<0,5 М) действительно производит водород с металлами с умеренной реакционной способностью, такими как магний и цинк, хотя реакции отличаются при более высоких концентрациях и с другими металлами. К концу урока учащиеся должны легко сделать вывод:

Металл + кислота → соль + водород

Этот эксперимент также является хорошей возможностью для студентов научиться составлять подходящие таблицы для записи экспериментальных наблюдений.

На уроке 2 выбор цинка и серной кислоты в качестве примера для получения кристаллов соли обусловлен необходимостью иметь соль, которая легко кристаллизируется. К сожалению, хлориды магния и цинка нелегко кристаллизовать, в то время как сульфат магния настолько растворим, что для достаточного испарения требуется больше времени.Соединения железа (II) могут страдать от окисления при испарении раствора, в результате чего получается продукт с видимыми загрязнениями.

Существует возможность образования опасных паров, если классам разрешено чрезмерное испарение солевых растворов либо из-за испарения любого избытка серной кислоты, либо из-за разложения соли. Также существует опасность выплескивания горячего материала из контейнера. Если кристаллы начинают появляться, например, на верхнем крае раствора, горелку Бунзена следует немедленно выключить и дать раствору остыть.Обратитесь к разделу 13.2.6 лабораторного справочника CLEAPSS для обсуждения.

Если ученики старшего возраста проводят эти эксперименты, их можно попросить написать символьные уравнения:

Mg (тв) + 2HCl (водн.) → MgCl 2 (водн.) + H 2 (г)

и

Mg (тв) + H 2 SO 4 (водн.) → MgSO 4 (водн.) + H 2 (г)

Для реакций этих кислот с железом или цинком студенты просто заменяют Mg на Fe или Zn в этих уравнениях.

Вопросы для студентов

Загрузите эти вопросы в виде рабочего листа внизу этой статьи.

  1. Какие металлы реагируют с соляной кислотой? Как узнать, что происходит реакция? Нарисуйте в блокноте таблицу, чтобы записать все эти наблюдения.
  2. Какие металлы реагируют с серной кислотой? Как узнать, что происходит реакция? Расширьте таблицу наблюдений в записной книжке, включив их.
  3. Запишите, какой металл и какую кислоту вы используете, и что происходит, когда светящаяся шина накладывается на выделяемый газ.Как называется этот газ?
  4. Какие другие металлы и кислоты производят такой же газ? Напишите список тех, кого проверяли другие группы.
  5. Ваш учитель может показать вам другие примеры реакции металлов с кислотами. Добавьте их в свою таблицу. Реагируют ли так же большинство металлов с кислотами? Объясните свой ответ, обратившись к таблице результатов.
  6. Заполните это общее словесное уравнение в своей записной книжке: Металл + кислота → +
  7. Напишите словесное уравнение реакции между цинком и серной кислотой.
  8. Напишите словесные уравнения для реакций i) цинка и соляной кислоты ii) магния и серной кислоты

Реакционная способность карбоновых кислот


Карбоновые кислоты

Карбоксильная функциональная группа, которая характеризует карбоновые кислоты, необычна тем, что состоит из двух функциональных групп, описанных ранее в этом тексте. Как видно из формулы справа, карбоксильная группа состоит из гидроксильной группы, связанной с карбонильной группой.Его часто записывают в сжатом виде как –CO 2 H или –COOH. Другие комбинации функциональных групп были описаны ранее, и были описаны значительные изменения в химическом поведении в результате групповых взаимодействий (например, фенол и анилин). В этом случае изменение химических и физических свойств в результате взаимодействия гидроксильной и карбонильной группы настолько велико, что комбинацию обычно рассматривают как отдельную и отличающуюся функциональную группу.

1.Номенклатура карбоновых кислот

Как и в случае с альдегидами, карбоксильная группа должна располагаться на конце углеродной цепи. В системе номенклатуры ИЮПАК углерод карбоксильной группы обозначен № 1, и другие заместители расположены и названы соответственно. Характерный суффикс ИЮПАК для карбоксильной группы — « oic acid », и следует проявлять осторожность, чтобы не путать эту систематическую номенклатуру с аналогичной общей системой. Эти две номенклатуры показаны в следующей таблице вместе с их температурами плавления и кипения.

90CO муравьи (L. formica)

Формула

Общее название

Источник

Название IUPAC

Точка плавления

Точка кипения

Точка кипения

метановая кислота 8,4 ºC 101 ºC
CH 3 CO 2 H уксусная кислота уксус (L.ацетум) этановая кислота 16,6 ºC 118 ºC
CH 3 CH 2 CO 2 H пропионовая кислота молоко (Gk. protus прион) пропановая кислота -20,8 ºC 141 ºC
CH 3 (CH 2 ) 2 CO 2 H масляная кислота масло (L. butyrum) бутановая кислота -5,5 ºC 164 ºC
CH 3 (CH 2 ) 3 CO 2 H валериановая кислота корень валерианы пентановая кислота -34.5 ºC 186 ºC
CH 3 (CH 2 ) 4 CO 2 H капроновая кислота козы (L. caper) гексановая кислота -4,0 ºC 205 ºC
CH 3 (CH 2 ) 5 CO 2 H энантовая кислота лозы (греч. Oenanthe) гептановая кислота -714 ºC
CH 3 (CH 2 ) 6 CO 2 H каприловая кислота козы (L.каперса) октановая кислота 16,3 ºC 239 ºC
CH 3 (CH 2 ) 7 CO 2 H пеларгоновая кислота пеларгония (не трава) кислота 12,0 ºC 253 ºC
CH 3 (CH 2 ) 8 CO 2 H каприновая кислота козы (L. caper) декановая кислота 31 .0 ºC 219 ºC

Замещенные карбоновые кислоты названы либо системой IUPAC, либо общепринятыми названиями. Если вы не уверены в правилах номенклатуры ИЮПАК, вам следует ознакомиться с ними сейчас. Некоторые общепринятые названия, например, аминокислота треонин, не имеют никакого систематического происхождения, и их нужно просто запомнить. В других случаях в общих названиях используются обозначения греческой буквы для атомов углерода рядом с карбоксильной группой. Ниже приведены некоторые примеры обеих номенклатур.

Простые дикарбоновые кислоты общей формулы HO 2 C– (CH 2 ) n –CO 2 H (где n = от 0 до 5) известны под общими названиями: оксалиновый (n = 0), малоновый (n = 1), янтарный (n = 2), глутаровый (n = 3), адипиновый (n = 4) и Пимелиновая (n = 5) кислоты. Общие названия, такие как эти, может быть трудно запомнить, поэтому были придуманы мнемонические средства, которые принимают форму запоминающейся фразы. Для этой группы соединений одна такая фраза: « O h M y S uch G ood A pple P ie «.


2. Натуральные продукты на основе карбоновых кислот

Карбоновые кислоты широко распространены в природе, часто в сочетании с другими функциональными группами. Простые алкилкарбоновые кислоты, состоящие из четырех-десяти атомов углерода, представляют собой жидкости или легкоплавкие твердые вещества с очень неприятным запахом. жирных кислот являются важными компонентами биомолекул, известных как липидов , особенно жиров и масел. Как показано в следующей таблице, эти длинноцепочечные карбоновые кислоты обычно называют их общими названиями, которые в большинстве случаев отражают их источники.Мнемоническая фраза для натуральных жирных кислот C 10 — C 20 каприновая, лауриновая, миристиновая, пальмитиновая, стеариновая и арахидиновая: « C urly, L arry & M oe P erform S illy A ntics «(обратите внимание, что имена трех марионеток расположены в алфавитном порядке).
Интересно, что молекулы большинства природных жирных кислот имеют четное число атомов углерода . Аналогичные соединения, состоящие из нечетного числа атомов углерода, совершенно стабильны и были получены синтетическим путем.Поскольку природа создает эти длинноцепочечные кислоты, связывая вместе ацетатные звенья, неудивительно, что количество атомов углерода, составляющих природные продукты, кратно двум. Все двойные связи в ненасыщенных соединениях, перечисленных справа, являются цис (или Z).

ЖИРНЫЕ КИСЛОТЫ

CH 3 (CH 2 ) 18 CO 2 H
Насыщенный

Формула

Общее название

Точка плавления

CH 3 (CH 2 14

5 COIC 905 2 905 905 COIC 905 кислота

45 ºC
CH 3 (CH 2 ) 12 CO 2 H миристиновая кислота 55 ºC
CH 3 (CH 286 ) 286 14 CO 2 H пальмитиновая кислота 63 ºC
CH 3 (CH 2 ) 16 CO 2 H стеариновая кислота 69 ºC
арахидовая кислота 76 ºC
Ненасыщенный

Формула

Общее название

Точка плавления

CH 3 (CH 905 CH86 2 9058 907) 905 ) 7 CO 2 H пальмитолеиновая кислота 0 ºC
CH 3 (CH 2 ) 7 CH = CH (CH 2 ) 7 CO 2 H олеиновая кислота 13 ºC
CH 3 (CH 2 ) 4 CH = CHCH 2 CH = CH (CH 2 ) 7 CO 2 H линолевая кислота -5 ºC
CH 3 CH 2 CH = CHCH 2 CH = CHCH 2 CH = CH (CH 2 ) 7 CO 2 H линоленовая кислота -11 ºC
CH 3 (CH 2 ) 4 (CH = CHCH 2 ) 4 (CH 2 ) 2 CO 2 H арахидоновая кислота -49 ºC

Следующие формулы являются примерами других встречающихся в природе карбоновых кислот. Молекулярные структуры варьируются от простых до сложных, часто включают множество других функциональных групп, и многие из них являются хиральными.


3. Родственные карбонильные производные

Другие комбинации функциональных групп с карбонильной группой могут быть получены из карбоновых кислот и обычно рассматриваются как родственные производные. Пять общих классов этих производных карбоновых кислот перечислены в следующей таблице. Хотя нитрилы не имеют карбонильной группы, они включены сюда, потому что все функциональные атомы углерода имеют одинаковую степень окисления.Верхний ряд (заштрихованный желтым) показывает общую формулу для каждого класса, а нижний ряд (голубой) дает конкретный пример каждого. Как и в случае аминов, амиды классифицируются как 1º, 2º или 3º, в зависимости от количества алкильных групп, связанных с азотом.


Функциональные группы этого типа встречаются во многих видах натуральных продуктов. Некоторые примеры показаны ниже, где функциональная группа окрашена в красный цвет. Большинство функций представляют собой амиды или сложные эфиры, кантаридин является редким примером природного ангидрида.Циклические сложные эфиры называются лактонами , а циклические амиды упоминаются как лактамы . Пенициллин G выполняет две амидные функции, одна из которых является β-лактамом. Греческая буква указывает расположение азота относительно карбонильной группы амида.



Физические свойства и кислотность

Свойства карбоновых кислот

1. Физические свойства карбоновых кислот

В таблице в начале этой страницы указаны точки плавления и кипения для гомологической группы карбоновых кислот, содержащих от одного до десяти атомов углерода.Точки кипения регулярно увеличивались с размером, а точки плавления — нет. Неразветвленные кислоты, состоящие из четного числа атомов углерода, имеют температуры плавления выше, чем гомологи с нечетными номерами, имеющие на один больше или на один атом углерода. Это отражает различия в силах межмолекулярного притяжения в кристаллическом состоянии. В таблице жирных кислот мы видим, что наличие цис-двойной связи значительно снижает температуру плавления соединения. Таким образом, пальмитолеиновая кислота плавится на 60º ниже, чем пальмитиновая кислота, и аналогичное уменьшение происходит для соединений C 18 и C 20 .Опять же, виноваты изменения в кристаллической упаковке и межмолекулярных силах.

Факторы, влияющие на относительные температуры кипения и растворимость в воде различных типов соединений, обсуждались ранее. Как правило, диполярные силы притяжения между молекулами повышают температуру кипения данного соединения, например, водородные связи. Водородная связь также является важным фактором водорастворимости ковалентных соединений. Чтобы освежить ваше понимание этих принципов, щелкните здесь.В следующей таблице приведены несколько примеров этих свойств для некоторых полярных соединений аналогичного размера (неполярный углеводородный гексан предоставлен для сравнения).

Физические свойства некоторых органических соединений

Формула

Название IUPAC

Молекулярный вес

Точка кипения

Растворимость в воде

CH 907 905 905 905 905 86 CO 2 H бутановая кислота 88 164 ºC очень растворим
CH 3 (CH 2 ) 4 OH 1-пентанол 88 138 ºC слаборастворимый
CH 3 (CH 2 ) 3 CHO пентанал 86 103 ºC слаборастворимый
CH 3 CO 2 C 5 2 9058 5 этилэтаноат 88 77 ºC умеренно растворимый
CH 3 CH 2 CO 2 CH 3 метилпропаноат 88 80 ºC слаборастворимый
CH 3 (CH 2 ) 2 CONH 2 бутанамид 6 87 ºC растворимый
CH 3 CON (CH 3 ) 2 N, N-диметилэтанамид 87 165 ºC очень растворим
CH 3 (CH 3 (CH 3 ) ) 4 NH 2 1-аминобутан 87 103 ºC очень растворимый
CH 3 (CH 2 ) 3 CN пентан14-нитрил 140 ºC слаборастворимый
CH 3 (CH 2 ) 4 CH 3 гексан 86 69 ºC inso растворимый

Все первые пять позиций содержат кислородные функциональные группы, и относительно высокие температуры кипения первых двух явно связаны с водородными связями. Карбоновые кислоты имеют исключительно высокие температуры кипения, в значительной степени из-за димерных ассоциаций, включающих две водородные связи. Структурная формула димера уксусной кислоты показана здесь. Когда указатель мыши проходит над рисунком, появляется диаграмма электронного облака. Высокие температуры кипения амидов и нитрилов в значительной степени обусловлены сильным дипольным притяжением, в некоторых случаях дополненным водородными связями.


2. Кислотность карбоновых кислот

Некоторые типичные карбоновые кислоты pK и перечислены в следующей таблице.Когда мы сравниваем эти значения со значениями сопоставимых спиртов, таких как этанол (pK a = 16) и 2-метил-2-пропанол (pK a = 19), становится ясно, что карбоновые кислоты более сильные кислоты десять степеней десяти! Кроме того, электроотрицательные заместители рядом с карбоксильной группой увеличивают кислотность.

61 3,4

Соединение

pK a

Соединение

pK a

HCO 2 H 3. 75 CH 3 CH 2 CH 2 CO 2 H 4,82
CH 3 CO 2 H 4,74 ClCH 2 2 CH 2 CO 2 H 4,53
FCH 2 CO 2 H 2,65 CH 3 CHClCH 2 1 CO 19 2 2 1 CO 19 2 CO 19 2 2 CO 19 4,05
ClCH 2 CO 2 H 2.85 CH 3 CH 2 CHClCO 2 H 2,89
BrCH 2 CO 2 H 2,90 C 6 H 905 CO 2 H 4,20
ICH 2 CO 2 H 3,10 pO 2 NC 6 H 4 CO 2 H Класс 3 CCO 2 H 0. 77 p-CH 3 OC 6 H 4 CO 2 H 4,45

Почему присутствие карбонильной группы, смежной с гидроксильной, должно иметь такое сильное влияние на кислотность гидроксильного протона? Чтобы ответить на этот вопрос, мы должны вернуться к природе кислотно-щелочного равновесия и определению pK a , проиллюстрированному общими уравнениями, приведенными ниже. Эти отношения были описаны в предыдущем разделе этого текста.

Мы знаем, что равновесие благоприятствует термодинамически более стабильной стороне, и что величина константы равновесия отражает разницу энергий между компонентами каждой стороны. В кислотно-основном равновесии равновесие всегда благоприятствует более слабой кислоте и основанию (это более стабильные компоненты). Вода является стандартной базой, используемой для измерений pK и ; следовательно, все, что стабилизирует сопряженное основание (A: (-) ) кислоты, обязательно сделает эту кислоту (H – A) сильнее и сместит равновесие вправо. Как карбоксильная группа, так и карбоксилат-анион стабилизируются за счет резонанса, но стабилизация аниона намного больше, чем стабилизация нейтральной функции, как показано на следующей диаграмме. В карбоксилат-анионе две участвующие структуры имеют равный вес в гибриде, а связи C – O имеют одинаковую длину (между двойной и одинарной связью). Эта стабилизация приводит к заметно повышенной кислотности, как показано на энергетической диаграмме, отображаемой при нажатии кнопки « Toggle Display ».


Виниловые кислоты
Соединения, в которых енольная гидроксильная группа сопряжена с карбонильной группой, также проявляют повышенную кислотность.
Чтобы увидеть примеры таких соединений, щелкните здесь


Описанный здесь резонансный эффект, несомненно, является основным фактором исключительной кислотности карбоновых кислот. Однако индуктивные эффекты также играют роль. Например, спирты имеют pK a , равное 16 или больше, но их кислотность увеличивается за счет электроноакцепторных заместителей в алкильной группе.Следующая диаграмма иллюстрирует этот фактор для нескольких простых неорганических и органических соединений (строка №1) и показывает, как индуктивное удаление электронов может также увеличить кислотность карбоновых кислот (строки №2 и 3). Кислый водород во всех примерах окрашен в красный цвет.

Вода менее кислая, чем перекись водорода, потому что водород менее электроотрицателен, чем кислород, и ковалентная связь, соединяющая эти атомы, поляризована, как показано. Спирты немного менее кислые, чем вода, из-за плохой электроотрицательности углерода, но хлоралгидрат, Cl 3 CCH (OH) 2 и 2,2,2, -трифторэтанол значительно более кислые, чем вода, из-за индукционный отвод электронов электроотрицательными галогенами (и вторым кислородом в хлоралгидрате). В случае карбоновых кислот, если электрофильный характер карбонильного углерода снижается, кислотность карбоновой кислоты также будет уменьшаться. Точно так же увеличение его электрофильности увеличит кислотность кислоты. Уксусная кислота в десять раз слабее кислоты, чем муравьиная кислота (первые две позиции во втором ряду), что подтверждает электронодонорный характер алкильной группы по отношению к водороду, как отмечалось ранее при обсуждении стабильности карбокатиона. Электроотрицательные заместители увеличивают кислотность за счет индуктивного отвода электронов.Как и ожидалось, чем выше электроотрицательность заместителя, тем больше увеличивается кислотность (F> Cl> Br> I), и чем ближе заместитель находится к карбоксильной группе, тем сильнее его влияние (изомеры в 3-м ряду). Заместители также влияют на кислотность производных бензойной кислоты, но резонансные эффекты конкурируют с индуктивными эффектами. Метоксигруппа является электронодонорной, а нитрогруппа — электроноакцепторной (последние три записи в таблице значений pK и ).

Для получения дополнительной информации о влиянии заместителей на кислотность карбоновых кислот щелкните здесь



Получение карбоновых кислот

Получение карбоновых кислот

Атом углерода карбоксильной группы имеет высокую степень окисления. Поэтому неудивительно, что многие химические реакции, используемые для их получения, являются окислениями.Такие реакции обсуждались в предыдущих разделах этого текста, и на следующей диаграмме суммировано большинство из них. Чтобы просмотреть предыдущее обсуждение любого из этих классов реакции, просто щелкните номер (от 1 до 4 ) или описательный заголовок группы.


Две другие полезные методики получения карбоновых кислот включают гидролиз нитрилов и карбоксилирование металлорганических промежуточных соединений. Как показано на следующей диаграмме, оба метода начинаются с органического галогенового соединения, а карбоксильная группа в конечном итоге заменяет галоген.Оба метода требуют двух стадий, но они дополняют друг друга в том, что промежуточное соединение нитрила в первой процедуре образуется в результате реакции S N 2, в которой цианид-анион является нуклеофильным предшественником карбоксильной группы. Гидролиз может быть кислотным или основным, но последние дают карбоксилатную соль в качестве исходного продукта.
Во второй процедуре электрофильный галогенид сначала превращается в сильно нуклеофильное производное металла, которое присоединяется к диоксиду углерода (электрофилу).Исходный продукт представляет собой соль карбоновой кислоты, которую затем необходимо высвободить обработкой сильной водной кислотой.


Существующая карбоновая кислота может быть удлинена одной метиленовой группой с использованием процедуры гомологации, называемой реакцией Арндта-Эйстерта. .
Чтобы узнать об этом полезном методе, щелкните здесь.



Реакции карбоновых кислот

1. Солевое образование

Из-за своей повышенной кислотности карбоновые кислоты реагируют с основаниями с образованием ионных солей, как показано в следующих уравнениях.В случае гидроксидов щелочных металлов и простых аминов (или аммиака) образующиеся соли имеют ярко выраженный ионный характер и обычно растворимы в воде. Тяжелые металлы, такие как серебро, ртуть и свинец, образуют соли, имеющие более ковалентный характер (3-й пример), и растворимость в воде снижается, особенно для кислот, состоящих из четырех или более атомов углерода.

RCO 2 H + NaHCO 3 RCO 2 (-) Na (+) + CO 2 + H 2 O
RCO 2 H + (CH 3 ) 3 N: RCO 2 (-) (CH 3 ) 3 NH (+)
RCO 2 H + AgOH RCO 2 δ (-) Ag δ (+) + H 2 O

Карбоновые кислоты и соли с алкильными цепями длиной более шести атомов углерода демонстрируют необычное поведение в воде из-за наличия как гидрофильных (CO 2 ), так и гидрофобных (алкильных) участков в одной и той же молекуле. Такие молекулы называются амфифильными (греч. Amphi = обе) или амфифильными . В зависимости от природы гидрофильной части эти соединения могут образовывать монослои на поверхности воды или сферические кластеры, называемые мицеллами, в растворе.

2. Замещение гидроксильного водорода

Этот класс реакции можно назвать электрофильным замещением по кислороду , и он определяется следующим образом (E — электрофил). Некоторые примеры этой замены представлены в уравнениях (1) — (4).

RCO 2 –H + E (+) RCO 2 –E + H (+)

Если E является сильным электрофилом, как в первом уравнении, он будет атаковать нуклеофильный кислород карбоновой кислоты напрямую, давая положительно заряженный промежуточный продукт. который затем теряет протон. Если E представляет собой слабый электрофил, такой как алкилгалогенид, необходимо преобразовать карбоновую кислоту в более нуклеофильный карбоксилат-анион, чтобы облегчить замещение. Это процедура, используемая в реакциях 2 и 3. Уравнение 4 иллюстрирует использование реагента диазометана (CH 2 N 2 ) для получения сложных метиловых эфиров. Этот токсичный и взрывоопасный газ всегда используется в виде эфирного раствора (ярко-желтого цвета). За реакцией легко следует выделение газообразного азота и исчезновение окраски реагента. Считается, что эта реакция протекает за счет быстрого связывания сильного электрофила с карбоксилат-анионом.
Природа реакций S N 2, как в уравнениях 2 и 3, описана в другом месте.Механизмы реакций 1 и 4 будут отображены при нажатии кнопки « Toggle Mechanism » под диаграммой.

Алкины могут также служить электрофилами в реакциях замещения такого типа, как показано на примере синтеза винилацетата из ацетилена. При добавлении внутримолекулярных карбоксильных групп к алкенам образуются циклические сложные эфиры, известные как лактоны . Чаще всего образуются пятичленные (гамма) и шестичленные (дельта) лактоны. Электрофильные частицы, такие как кислоты или галогены, являются необходимыми инициаторами лактонизации. Даже слабый электрофильный йод инициирует иодолактонизацию γ, δ- и δ, ε-ненасыщенных кислот. Примеры этих реакций будут отображены при нажатии кнопки « Другие примеры ».


3. Замещение гидроксильной группы

Реакции, в которых гидроксильная группа карбоновой кислоты заменяется другой нуклеофильной группой, важны для получения функциональных производных карбоновых кислот.Спирты представляют собой полезный эталонный химический состав, по которому можно оценивать этот класс превращений. В общем, гидроксильная группа оказалась плохой уходящей группой, и практически все спиртовые реакции, в которых она была потеряна, включали предшествующее превращение -ОН в лучшую уходящую группу. Это подтвердилось и в отношении карбоновых кислот.
Четыре примера этих реакций замещения гидроксила представлены следующими уравнениями. В каждом примере новая связь с карбонильной группой окрашена в пурпурный цвет, а нуклеофильный атом, который заменил гидроксильный кислород, окрашен в зеленый цвет. Гидроксильный фрагмент часто теряется в виде воды, но в реакции № 1 водород теряется в виде HCl, а кислород — в виде SO 2 . Эта реакция параллельна аналогичному превращению спиртов в алкилхлориды, хотя ее механизм отличается. Другими реагентами, которые производят подобное преобразование в ацилгалогениды, являются PCl 5 и SOBr 2 .
Образования амида и ангидрида, показанные в уравнениях № 2 и 3, требуют сильного нагревания, и более мягкие процедуры, обеспечивающие эти превращения, будут описаны в следующей главе.

Реакция № 4 называется этерификацией , поскольку она обычно используется для превращения карбоновых кислот в их сложноэфирные производные. Сложные эфиры могут быть получены разными способами; действительно, уравнения №1 и №4 на предыдущей диаграмме иллюстрируют образование трет-бутилового и метилового эфиров соответственно. Катализируемое кислотой образование этилацетата из уксусной кислоты и этанола, показанное здесь, является обратимым, с константой равновесия около 2. Реакцию можно принудительно завершить, удалив воду по мере ее образования.Этот тип этерификации часто называют этерификацией Фишера . Как и ожидалось, обратная реакция, катализируемый кислотой гидролиз сложного эфира , может быть проведена путем добавления избытка воды.
Вдумчивое изучение этой реакции (№4) заставляет задуматься, почему она классифицируется как гидроксильное замещение, а не как замещение водорода. Следующие уравнения, в которых гидроксильный атом кислорода карбоновой кислоты окрашен в красный цвет, а атом спирта — в синий, иллюстрируют это различие (обратите внимание, что исходные соединения находятся в центре).

nowrap>

H 2 O + CH 3 CO-OCH 2 CH 3
H-замещение


CH 3 CO-OH + CH 3 CH 2 -OH
HO-замена


CH 3 CO-OCH 2 CH 3 + H 2 O

Чтобы правильно классифицировать эту реакцию и установить правдоподобный механизм, атом кислорода спирта был изотопно помечен как 18 O (окрашен в синий цвет в нашем уравнении). Поскольку этот кислород находится в сложноэфирном продукте, а не в воде, гидроксильная группа кислоты должна быть заменена при замещении. Механизм этой общей реакции этерификации будет отображен при нажатии кнопки « Esterification Mechanism »; Кроме того, после отображения схемы механизма координаты реакции для нее можно увидеть, щелкнув верхнюю часть зеленой стрелки « Энергетическая диаграмма ». Механизмы присоединения-элиминирования этого типа протекают через тетраэдрические промежуточные соединения (такие как A и B на схеме механизмов) и являются обычными в реакциях ацильного замещения.Кислотный катализ необходим для увеличения электрофильного характера карбоксильного атома углерода, чтобы он быстрее связывался с нуклеофильным кислородом спирта. Основной катализ бесполезен, потому что основание превращает кислоту в основание, сопряженное с карбоксилат-анионом, разновидность, у которой снижается электрофильный характер углерода.
Поскольку тетраэдрический промежуточный продукт занимает больше места, чем планарная карбонильная группа, можно ожидать, что скорость этой реакции будет замедляться при использовании объемных реагентов. Чтобы проверить это предсказание, этерификацию уксусной кислоты сравнивали с этерификацией 2,2-диметилпропановой кислоты, (CH 3 ) 3 CO 2 H. Здесь относительно небольшая метильная группа уксусной кислоты заменена более крупной. трет-бутильная группа, и более объемная кислота реагирует в пятьдесят раз медленнее, чем уксусная кислота. Увеличение количества спиртового реагента приводит к аналогичному снижению скорости.


Реакции восстановления и окисления

Восстановления и окисления карбоновых кислот

1.Редукция

Атом углерода карбоксильной группы находится в относительно высокой степени окисления. Восстановление до 1º-спирта происходит быстро при обработке мощным металлогидридным реагентом, алюмогидридом лития, как показано следующим уравнением. Одна треть гидрида теряется в виде газообразного водорода, а исходный продукт состоит из солей металлов, которые необходимо гидролизовать для образования спирта. Это восстановление происходит за счет добавления гидрида к карбонильному углероду таким же образом, как указано ранее для альдегидов и кетонов.Полученная соль карбонилгидрата затем распадается на альдегид, который подвергается дальнейшему восстановлению.



4 RCO 2 H + 3 LiAlH 4
эфир

4 H 2 + 4 RCH 2 OM + оксиды металлов
H 2 O

4 RCH 2 OH + гидроксиды металлов

Диборан, B 2 H 6 , восстанавливает карбоксильную группу аналогичным образом.Боргидрид натрия, NaBH 4 , не восстанавливает карбоновые кислоты; однако выделяется газообразный водород и образуются соли кислоты. Непосредственное частичное восстановление карбоновых кислот до альдегидов невозможно, но такие превращения достигаются в две стадии с помощью определенных карбоксильных производных. Это будет описано позже.


2. Окисление

Поскольку он уже находится в высокой степени окисления, дальнейшее окисление удаляет углерод карбоксильной группы в виде диоксида углерода.В зависимости от условий реакции степень окисления оставшейся органической структуры может быть выше, ниже или неизменной. Следующие ниже реакции являются примерами декарбоксилирования (потеря CO 2 ). В первом случае карбоксильная группа замещается бромом, поэтому как атом углерода карбоксильной группы, так и оставшаяся органическая часть окисляются. Соли серебра также использовались, чтобы инициировать это преобразование, известное как реакция Хунсдикера . Вторая реакция представляет собой интересное бис-декарбоксилирование, при котором атомы органического остатка сохраняют свои исходные степени окисления.Тетраацетат свинца также окисляет монокарбоновые кислоты аналогично реакции №1. Наконец, третий пример иллюстрирует общее декарбоксилирование β-кетокислот, которое оставляет органический остаток в восстановленном состоянии (обратите внимание, что углерод CO 2 повысил степень окисления).

Три дополнительных примера реакции Хунсдикера и предлагаемый механизм превращения будут показаны выше при нажатии на диаграмму.Обратите внимание, что метадигалогенбензол, образующийся в реакции 4, не может быть получен прямыми реакциями галогенирования, поскольку хлор и бром являются орто / пара-направляющими заместителями. Кроме того, различные производные йодида могут быть получены непосредственно из соответствующих карбоновых кислот. Карбоксилатная соль тяжелого металла превращается в ацилгипогалогенид под действием галогена. Слабая связь кислород-галоген в этом промежуточном соединении гомолитически расщепляется при нагревании или воздействии света, и образующийся карбоксильный радикал декарбоксилатируется до алкильного или арильного радикала.Затем цепная реакция повторяет эти события. Поскольку ацилгипогалогениты являются источником электрофильного галогена, эта реакция протекает иначе, когда присутствуют двойные связи и реакционноспособные производные бензола. В этом отношении помните о добавлении гипогалогенных реагентов к двойным связям и легком бромировании анизола.

Для обзора основных реакций карбоновых кислот щелкните здесь


pH и изменение цвета | Глава 6: Химические изменения

  • Добавьте универсальный индикаторный раствор к кислоте и основанию, спрятанным в «пустых» чашках, чтобы продемонстрировать, как кислота и основание могут изменить цвет индикатора pH.

    Материалы для демонстрации

    • 3 прозрачных пластиковых стакана
    • Лимонная кислота
    • Карбонат натрия
    • Универсальное индикаторное решение
    • Вода

    Примечание. Вода из-под крана, вероятно, подойдет для демонстрации и занятий в этом уроке. Если приготовленный вами индикаторный раствор не зеленого цвета, это означает, что ваша вода кислая или щелочная. В этом случае используйте дистиллированную воду, которая продается в супермаркетах и ​​аптеках.

    Подготовка учителей

    1. Сделать индикаторное решение для студенческих групп
    2. Приготовьте разбавленный универсальный индикаторный раствор для этой демонстрации и для каждой группы студентов, смешав 250 мл воды с 10 мл универсального индикаторного раствора.
    3. Налейте около 25 мл этого разбавленного раствора универсального индикатора в чистую чашку для каждой группы учащихся.

    Примечание. В этом задании учащиеся заполнят 12 лунок универсальным индикаторным раствором.Убедитесь, что достаточно 25 мл раствора. Для демонстрации вам потребуется около 50 мл индикаторного раствора. Если 250 мл раствора недостаточно, приготовьте еще в тех же пропорциях.

    Подготовка к демонстрации

    1. Налейте около 50 мл индикаторного раствора в прозрачную пластиковую чашку для демонстрации.

    2. Используя две пустые прозрачные пластиковые чашки, добавьте примерно чайной ложки лимонной кислоты в одну чашку и чайной ложки карбоната натрия в другую.Не говорите ученикам, что вы что-то добавили в чашки.

    Процедура

    1. Налейте примерно ⅓ раствора индикатора в чашку с лимонной кислотой и в чашку для карбоната натрия. Оставьте ⅓ в индикаторной чашке.

    Ожидаемые результаты

    Лимонная кислота меняет цвет индикатора с зеленого на красноватый. Карбонат натрия меняет цвет индикатора с зеленого на фиолетовый.

    Сообщите студентам, что вы положили что-то в чашки заранее.

    Спросите студентов:

    Как вы думаете, это была химическая реакция? Почему или почему нет?
    Изменение цвета часто является признаком химической реакции. Таким образом, изменение цвета каждой чашки, вероятно, является результатом химической реакции. (Об этом говорится в главе 6, урок 6.)
    Вы бы сказали, что вещества, которые находились в чашках до того, как была добавлена ​​жидкость, были одинаковыми или разными? Почему?
    Жидкость в каждой чашке во время реакции меняла цвет.Поскольку вещества химически реагируют характерным образом, а вещества реагируют по-разному, вещества в каждой чашке должны быть разными.

    Сообщите студентам, что зеленый раствор был приготовлен путем добавления в воду вещества, называемого универсальным индикатором. Объясните, что вы добавляете небольшое количество вещества: кислоту и основание в каждую чашку. Не говорите студентам, в какой чашке содержится кислота или щелочь.

    Сообщите учащимся, что когда вы наливали универсальный индикаторный раствор в чашки, кислота и основание реагировали с индикатором и меняли его цвет.Обычно, когда два вещества смешиваются и происходит изменение цвета, это признак того, что произошла химическая реакция. Причина этого изменения цвета будет обсуждаться позже в этом уроке, когда учащиеся будут заниматься своими делами.

    Сообщите учащимся, что они будут использовать раствор кислоты, основания и универсального индикатора, чтобы узнать, как кислоты и основания влияют на воду. Они также узнают, как измерить эффект с помощью цветов и чисел на шкале pH.

  • Попросите учащихся сравнить цвет растворов, приготовленных в демонстрации, с цветами на цветной диаграмме универсального индикатора pH.

    Раздайте по одной цветовой шкале универсального индикатора pH каждой группе. Объясните, что на графике показан диапазон изменения цвета универсального индикатора при добавлении в индикатор кислотных или основных растворов. Обратите внимание на то, что с каждым цветом связано число, и что ученики узнают больше об этих числах позже на уроке. По мере того, как раствор становится более кислым, цвет меняется с зеленого на красный. По мере того, как раствор становится более основным, цвет меняется с зеленого на фиолетовый.

    Поднимите чашки из демонстрации и задайте следующие вопросы:

    Какой цвет жидкости в каждой чашке говорит вам о веществе, которое уже было в чашке, когда был добавлен индикатор?
    Чашка, которая стала красноватой, изначально содержала кислоту, а чашка, которая стала пурпурной, изначально содержала основу.
    Что зеленый цвет индикатора говорит вам о воде в этой чашке? Он кислый, щелочной или ни то ни другое?
    Зеленый индикатор, оставленный в чашке, не является ни кислотным, ни щелочным, поэтому он должен быть нейтральным.
  • Представьте кислоту и основание, использованные в демонстрации, и обсудите, как цвет универсального индикатора может измениться от других распространенных кислот и оснований.

    Объясните, что перед занятием вы добавили небольшое количество лимонной кислоты в чашку, которая стала красной, и небольшое количество карбоната натрия в чашку, которая стала фиолетовой. Итак, лимонная кислота — это кислота, а карбонат натрия — это основание.

    Кислоты и универсальный индикаторный раствор

    Объясните, что лимонная кислота содержится в цитрусовых, таких как лимоны, лаймы и апельсины.

    Спросите студентов:

    Какие еще распространенные примеры кислот?
    Студенты могут сказать, что уксус — это кислота. Вы можете указать, что существуют и более сильные кислоты, такие как серная кислота, используемая в автомобильных аккумуляторах.
    Какие цвета вы ожидали бы увидеть, если бы поместили какое-либо из этих веществ в универсальный индикатор?
    Цвет этих кислот может измениться на желтый, оранжевый или красный.

    Базы и универсальное индикаторное решение

    Объясните, что карбонат натрия — одно из химикатов, обычно используемых в моющих средствах для посудомоечных машин.

    Спросите студентов:

    Какие еще распространенные примеры баз?
    Студенты могут не знать никаких примеров основ, но вы можете сказать им, что мыло, нашатырный спирт и другие чистящие средства часто являются основаниями.
    Какие цвета вы ожидали бы увидеть, если бы поместили какое-либо из этих веществ в универсальный индикатор?
    Цвет может измениться на темно-зеленый, синий или фиолетовый для любой из этих баз.(Для универсального индикатора изменения цвета для оснований не такие разные, как для кислот.)

    Сообщите учащимся, что затем они изучат изменение цвета универсального индикатора с небольшими количествами лимонной кислоты и карбоната натрия.

    Раздайте каждому учащемуся рабочий лист.

    Учащиеся запишут свои наблюдения и ответят на вопросы о задании в листе действий. «Объясни это с помощью атомов и молекул» и «Возьми это». Дальнейшие разделы рабочего листа будут заполнены либо в классе, либо в группах, либо индивидуально, в зависимости от ваших инструкций. Чтобы найти ответы на листе занятий, перейдите в область загрузок в онлайн-версии этого урока.

  • Попросите учащихся подготовить решения для упражнения.

    Объясните учащимся, что они сначала примут решения для задания. Либо пройдите с ними каждый шаг, либо попросите их следовать процедуре, описанной в их листе действий.

    Подготовка учителей

    Студентам потребуется небольшое количество карбоната натрия и лимонной кислоты для выполнения задания.

    • Пометьте две небольшие пластиковые стаканчики с лимонной кислотой и карбонатом натрия для каждой группы.
    • Налейте примерно ¼ чайной ложки лимонной кислоты и карбоната натрия в чашки с этикетками.
    • Раздайте чашки с универсальным индикаторным раствором каждой группе учащихся.

    Материалы для каждой группы

    • 2 прозрачных пластиковых стакана
    • 3 капельницы
    • Малярная лента и ручка или перманентный маркер
    • Универсальный индикатор в чашке
    • Вода
    • Цилиндр градуированный
    • Карбонат натрия
    • Лимонная кислота
    • 2 плоские зубочистки

    Процедура

    1. Обозначьте свое оборудование
      1. Используйте малярную ленту и ручку, чтобы промаркировать одну чашку раствора лимонной кислоты и другую чашку раствора карбоната натрия.

      2. Используйте небольшой кусок малярной ленты и ручку, чтобы промаркировать одну пипетку с раствором лимонной кислоты, а другую — с раствором карбоната натрия.

    2. Приготовьте раствор лимонной кислоты
      1. С помощью мерного цилиндра добавьте 5 мл воды в чашку с маркировкой лимонной кислоты.

      2. Используйте плоскую зубочистку, чтобы собрать как можно больше лимонной кислоты на конце зубочистки, как показано.

      3. Добавьте эту лимонную кислоту в воду в чашке для лимонной кислоты. Осторожно перемешайте, пока лимонная кислота не растворится.

    3. Приготовьте раствор карбоната натрия
      1. С помощью мерного цилиндра добавьте 5 мл воды в чашку с надписью «карбонат натрия».

      2. Используйте плоскую зубочистку, чтобы собрать как можно больше карбоната натрия на конце зубочистки.

      3. Добавьте этот карбонат натрия в воду в чашке для карбоната натрия. Осторожно взбалтывайте, пока карбонат натрия не растворится.

  • Объясните, что студенты будут делать в следующем упражнении, и обсудите цель наличия контроля.

    Объясните учащимся, что в этом упражнении они заполнят лунки каждого планшета универсальным индикаторным раствором.Затем в первом планшете они проверит, как разные концентрации лимонной кислоты влияют на цвет универсального индикаторного раствора. На другой пластине для точечных исследований они будут проверять, как различные концентрации карбоната натрия влияют на цвет универсального индикаторного раствора.

    Сообщите учащимся, что на каждой планшете они ничего не будут добавлять к индикаторному раствору в первой лунке. Это потому, что первая скважина будет служить контролем.

    Спросите студентов:

    Почему важно иметь контроль?
    Контроль оставляют в покое и не меняют, так что любые изменения цвета в других лунках можно сравнить с исходным цветом в контроле.
  • Попросите учащихся проверить возрастающие концентрации раствора лимонной кислоты.

    Вопрос для расследования

    Как концентрация лимонной кислоты влияет на цвет универсального индикаторного раствора?

    материалов для каждой группы

    • Универсальное индикаторное решение
    • Таблица цветов pH
    • Раствор лимонной кислоты
    • Не менее 6 зубочисток
    • Точечная пластина
    • 2 капельницы

    Процедура

    1. Проверьте свой раствор лимонной кислоты
      1. Используйте одну из своих капельниц, чтобы заполнить почти 6 лунок вашего первого планшета с универсальным индикаторным раствором.Поместите цветовую диаграмму универсального индикатора pH перед пластиной для точечных исследований.
      2. С помощью пипетки добавьте 1 каплю раствора лимонной кислоты во вторую лунку. Аккуратно перемешайте жидкость чистой зубочисткой.

      3. Сравните цвет жидкости с контролем и с цветовой диаграммой универсального индикатора pH. Запишите цвет индикатора, количество зубочисток с лимонной кислотой и число pH в таблице на листе активности для лунки 2.

      Ожидаемые результаты

      Цвет индикатора должен стать желто-зеленым или желтым. Если после добавления лимонной кислоты зубочисткой нет явного изменения цвета, попросите учащихся добавить в раствор еще немного лимонной кислоты. Скажите им, чтобы они набрали как можно больше лимонной кислоты на кончик зубочистки.

      Запись наблюдений

      Помогите ученикам заполнить таблицу на листе с заданиями.Студенты могут сказать, что раствор в лунке 2 имеет желтый или желто-зеленый цвет. Затем попросите учащихся присвоить значение pH. Скажите студентам, что если цвет в лунке кажется между двумя цветами на диаграмме, они должны назначить значение pH между ними.

      Скажите студентам, что в следующей части упражнения они добавят немного больше лимонной кислоты в раствор лимонной кислоты. Это сделает раствор лимонной кислоты более концентрированным. Как и раньше, они добавят одну каплю раствора лимонной кислоты, но на этот раз раствор лимонной кислоты будет более концентрированным.

      Попросите учащихся сделать прогноз:

      Как вы думаете, изменится ли цвет, если вы добавите одну каплю более концентрированного раствора лимонной кислоты к универсальному индикатору в следующей лунке?

    2. Процедура
      1. Проверить более концентрированный раствор лимонной кислоты
      2. Добавьте еще одну мерную ложку лимонной кислоты зубочисткой в ​​чашку с лимонной кислотой.Осторожно перемешайте, пока лимонная кислота не растворится.

      3. Добавьте 1 каплю этого более концентрированного раствора лимонной кислоты в третью лунку. Аккуратно перемешайте раствор чистой зубочисткой.

      4. Сравните цвет раствора с контролем и с цветовой диаграммой универсального индикатора pH. Запишите цвет индикатора, количество ложек лимонной кислоты, добавленных зубочисткой, и число pH в диаграмме для лунки 3.
      5. Продолжайте добавлять зубочистки лимонной кислоты и тестировать раствор в последних трех лунках, чтобы увидеть, сколько разных цветов вы можете получить.

      Ожидаемые результаты

      По мере того, как раствор лимонной кислоты становится более концентрированным, цвет должен меняться на желто-зеленый, желтый, желто-оранжевый, оранжевый, оранжево-красный и красный. Полученные цвета будут отличаться от группы к группе из-за разного количества лимонной кислоты, которое студенты могут уловить на конце зубочистки.Студенты могут получить 4 или 5 разных цветов. Ответы и цвета в таблице ниже могут отличаться.

      Таблица 1. Цвет и pH различных концентраций лимонной кислоты
      Номер скважины Количество зубочисток лимонной кислоты, использованных в 5 мл воды Цвет pH
      1 0 Зеленый 7
      2 1 Желто-зеленый 6. 5
      3 2 желтый 6
      4 3 Светло-оранжевый 5,5
      5 4 персик 5
      6 5 розовый 4

      Спросите студентов:

      Как меняется цвет индикаторного раствора по мере того, как раствор лимонной кислоты становится более концентрированным?
      По мере того, как раствор лимонной кислоты становится более концентрированным, цвет на цветовой диаграмме pH перемещается от зеленого к красному.
      Как изменяется число на шкале pH при увеличении концентрации раствора лимонной кислоты?
      По мере того, как раствор лимонной кислоты становится более концентрированным (более кислым), число на шкале pH уменьшается.
  • Попросите учащихся проверить возрастающие концентрации раствора карбоната натрия.

    Примечание. Различия в цвете на основной стороне шкалы pH универсального индикатора не так очевидны, как на кислотной стороне.Студентам придется усерднее смотреть, чтобы увидеть разницу между зелено-синим, синим, сине-фиолетовым и фиолетовым.

    Вопрос для расследования

    Как концентрация карбоната натрия влияет на цвет универсального индикаторного раствора?

    материалов для каждой группы

    • Универсальное индикаторное решение
    • Таблица цветов pH
    • Раствор карбоната натрия
    • Не менее 6 зубочисток
    • Точечная пластина
    • 2 капельницы

    Процедура

    1. Проверьте свой раствор карбоната натрия
      1. Воспользуйтесь пипеткой, чтобы почти заполнить 6 лунок в другом планшете для точечных проб универсальным индикаторным раствором.Больше ничего в первую лунку не добавишь.
      2. Добавьте 1 каплю раствора карбоната натрия во вторую лунку. Аккуратно перемешайте раствор чистой зубочисткой.

      3. Сравните цвет раствора с контролем и с цветовой диаграммой универсального индикатора pH. Запишите цвет индикатора, количество зубочисток карбоната натрия, использованных для приготовления раствора, и значение pH в таблице для лунки 2.

      Ожидаемые результаты

      Цвет индикатора должен стать зелено-синим или синим.

      Попросите учащихся сделать прогноз:

      Как вы думаете, изменится ли цвет, если вы добавите одну каплю более концентрированного раствора карбоната натрия в универсальный индикатор в следующей лунке?

      Скажите студентам, что если вы добавите больше основы в такое же количество воды, концентрация основы возрастет.

    2. Испытание более концентрированного раствора карбоната натрия
      1. Добавьте еще одну зубочистку с карбонатом натрия в чашку с карбонатом натрия.Осторожно взбалтывайте, пока карбонат натрия не растворится.

      2. Добавьте 1 каплю раствора карбоната натрия в следующую лунку. Аккуратно перемешайте жидкость чистой зубочисткой.
      3. Сравните цвет жидкости с контролем и с цветовой диаграммой универсального индикатора pH. Запишите цвет индикатора, количество использованных зубочисток с карбонатом натрия и значение pH в таблице для лунки 3.
      4. Продолжайте добавлять зубочистки карбоната натрия и тестировать раствор в последних трех лунках, чтобы увидеть, сколько разных цветов или оттенков вы можете сделать.

      Ожидаемые результаты

      Более концентрированный раствор карбоната натрия должен изменить цвет на темно-синий, переходящий в пурпурный. Ответы и цвета в таблице ниже могут отличаться.

      Таблица 2. Цвет и pH различных концентраций карбоната натрия
      Номер скважины Количество зубочисток лимонной кислоты, использованных в 5 мл воды Цвет pH
      1 0 Зеленый 7
      2 1 Зелено-синий 8
      3 2 Синий 8. 5
      4 3 Сине-фиолетовый 9
      5 4 фиолетовый 9,5
      6 5 фиолетовый 10

      Спросите студентов:

      Как меняется цвет индикаторного раствора по мере того, как раствор карбоната натрия становится более концентрированным?
      По мере того, как раствор карбоната натрия становится более концентрированным, цвет на цветовой диаграмме pH меняется от зеленого к пурпурному.
      Как изменяется число на шкале pH при увеличении концентрации основания?
      По мере того, как раствор карбоната натрия становится более концентрированным (более щелочным), число на шкале pH увеличивается.
  • Объясните, как молекулы воды взаимодействуют друг с другом, образуя ионы.

    Скажите студентам, что pH имеет отношение к тому, как кислоты и основания взаимодействуют с водой. Объясните: сначала вы покажете студентам, как молекулы воды взаимодействуют друг с другом, прежде чем будет добавлена ​​кислота или основание.

    Спроектируйте анимацию «Перенос протона в воде».

    Воспроизвести первую часть анимации.

    Напомните студентам, что каждый атом водорода в молекуле воды имеет и протон, и электрон. Атомы водорода делятся своими электронами с атомом кислорода.

    Щелкните «Далее», чтобы показать, как молекулы воды становятся ионами.

    Молекулы воды непрерывно движутся и сталкиваются друг с другом. Иногда, когда две молекулы воды соединяются, протон одного атома водорода покидает свою молекулу воды и становится частью другой молекулы воды. Движется только положительно заряженный протон; отрицательно заряженный электрон остается. Итак, эти две молекулы H 2 O становятся ионами H 3 O + и OH .

    Щелкните «Далее» еще раз, чтобы показать, как ионы снова становятся молекулами воды.

    Объясните: когда эти ионы сталкиваются друг с другом, протон из H 3 O + может перемещаться к иону OH , снова образуя две регулярные молекулы воды. Поскольку протоны непрерывно перемещаются вперед и назад между молекулами воды или между ионами, в воде всегда есть одно и то же количество ионов H 3 O + и OH .

    Проектируйте иллюстрацию «Молекулы воды», торгующие протонами.

    На этой иллюстрации показаны химические уравнения, объясняющие, как молекулы воды могут становиться ионами и как ионы могут снова становиться молекулами воды.

    Объясните студентам: первое химическое уравнение показывает соединение двух молекул воды. Укажите химическую формулу каждой молекулы воды, H 2 O.

    1. Объясните образование иона H

      3 O + .

      После переноса протона молекула воды, которая теперь имеет дополнительный протон, называется ионом H 3 O + . Причина, по которой количество атомов водорода изменилось с двух (нижний индекс в H 2 ) на три (нижний индекс в H 3 ), заключается в том, что наличие дополнительного протона похоже на наличие дополнительного атома водорода, даже если электрон не смирись с этим.Поскольку был добавлен один протон, на один протон больше, чем электронов, что делает его положительным ионом.

    2. Объясните образование иона OH

      .

      Молекула воды, потерявшая протон, теперь имеет дополнительный электрон, поэтому ее называют ионом ОН . Причина, по которой количество атомов водорода изменилось с двух (индекс в H 2 ) до одного (отсутствие индекса после H означает 1 водород), заключается в том, что потеря протона аналогична потере атома водорода.Поскольку был перенесен только протон, на один электрон больше, чем на протон, что делает его отрицательным ионом.

    Скажите студентам, что второе химическое уравнение показывает, что ион H 3 O + и ион OH объединяются, чтобы снова стать молекулами воды.

    1. Объясните преобразование двух молекул H

      2 O.

      Объясните ученикам, что молекулы и ионы воды всегда сталкиваются.Когда ион H 3 O + и ион OH сталкиваются друг с другом, протон может быть передан от иона H 3 O + к иону OH , так что каждый ион снова становится молекулой H 2 O.

    В любой момент времени в обычном образце воды небольшой процент молекул воды переносит протоны и становится ионами. Кроме того, ионы H 3 O + и OH переносят протоны и снова становятся молекулами воды.

  • Объясните, как кислоты и щелочи вызывают изменение цвета индикатора.

    Спроектируйте анимацию «Кислоты — дарят протоны».

    Сообщите студентам, что когда кислота добавляется к раствору индикатора, кислота отдает протоны молекулам воды. Это увеличивает концентрацию ионов H 3 O + в растворе. Ионы H 3 O + отдают протоны молекулам индикатора, заставляя индикатор менять цвет в сторону красного.

    Спроецируйте анимацию Bases Accept Protons.

    Когда основание добавляется к раствору индикатора, оно принимает протоны от молекул воды, создавая ионы OH . Ионы H 3 O + и молекулы индикатора отдают протоны ионам OH , в результате чего индикатор меняет цвет в сторону пурпурного.

  • Попросите учащихся медленно влить оставшиеся кислотные и основные растворы в индикаторный раствор, чтобы представить идею о том, что кислоты и основания могут нейтрализовать друг друга.

    Попросите учащихся сделать прогноз:

    Как вы думаете, изменится ли цвет, если вы добавите небольшое количество каждого оставшегося раствора в универсальный индикаторный раствор?

    материалов для каждой группы

    • Универсальное индикаторное решение
    • Таблица цветов pH
    • Раствор лимонной кислоты
    • Раствор карбоната натрия

    Процедура

    1. Налейте небольшое количество раствора лимонной кислоты или раствора карбоната натрия в индикаторный раствор. Прокрутите и сравните цвет с цветовой шкалой универсального индикатора pH.
    2. Налейте небольшое количество другого раствора в индикаторный раствор. Прокрутите и сравните цвет с вашей цветовой диаграммой.
    3. Продолжайте вливать в индикатор небольшое количество растворов кислоты и основания, пока растворы не израсходуются.

    Ожидаемые результаты

    Цвет индикаторного раствора может быть разным, но учащиеся должны видеть, что смешанные вместе кислоты и основания вызывают изменение цвета индикатора в сторону нейтрального.

    Попросите учащихся описать то, что они делали, и свои наблюдения. Затем объясните, что в главе 6, урок 9, они объединят кислоты и основания в индикаторном растворе с целью сделать pH конечного раствора нейтральным.

  • Кислоты, основания и соли — Практические материалы для изучения

    2,1 Кислоты

    Кислота — это соединение, которое при растворении в воде дает ион гидроксония [h4O] + в качестве единственного положительно заряженного иона.

    HCl + h3O⇌h4O ++ Cl–

    h3SO4 + 2h3O⇌2h4O ++ SO42–

    Примечание: На практике кислоты растворяются в воде с образованием иона H + или протона. Поскольку ион H + или протон не могут существовать независимо в водном растворе, он связывается с молекулой воды с образованием иона гидроксония.

    HCl⇌h3OH ++ Cl–

    h3O + H + ⇌h4O + (ион гидроксония)

    2.2 Классификация кислот

    I. На основании источников.

    Кислоты в основном получают из природных источников.В основе своих исходных кислот бывают двух типов

    а) Минеральные кислоты

    б) Органические кислоты

    (а) Минеральные кислоты:

    Кислоты, полученные из горных пород и минералов, называются минеральными кислотами.

    (б) Органические кислоты:

    Кислоты, присутствующие в организме животных и растений, известны как органические кислоты. Список часто используемых кислот с указанием их химической формулы и типичного использования приведен ниже

    .

    Имя

    Тип

    Химическая формула

    Где нашли или использовали

    Угольная кислота

    Минеральная кислота

    H 2 CO 3

    В безалкогольных напитках и газированных напитках, В желудке в виде желудочного сока, используется в кожевенной промышленности

    Азотная кислота

    Минеральная кислота

    HNO 3

    Используется при производстве взрывчатых веществ.

    (тротил, нитроглицерин) и удобрения

    (Нитрат аммония, Нитрат кальция, Очистка Au, Ag.)

    Кислота соляная

    Минеральная кислота

    HC л

    При очистке поваренной соли, в текстильной промышленности в качестве отбеливателя, для приготовления смеси HC l и HNO 3 в соотношении 3: 1

    Серная кислота

    Минеральная кислота

    H 2 SO 4

    Обычно используется в автомобильных аккумуляторах, при производстве удобрений (сульфат аммония, суперфосфат), моющих средств и т. Д., В красках, пластмассах, лекарствах, при производстве искусственного шелка, при переработке нефти.

    Фосфорная кислота

    Минеральная кислота

    H 3 PO 4

    Используется в антикоррозионных красках и удобрениях.

    Муравьиная кислота

    Органическая кислота

    HCOOH (CH 2 O 2 )

    Обнаруживается в укусах муравьев и пчел, используется для дубления кожи, в лекарствах для лечения подагры суставов.

    Уксусная кислота

    Органическая кислота

    CH 3 COOH (C 2 H 4 O 2 )

    Найдено в уксусе, использованном в качестве растворителя при производстве красок и парфюмерии

    Молочная кислота

    Органическая кислота

    CH 3 CH (OH) COOH (C 3 H 6 O 3 )

    Отвечает за сквашивание молока в твороге.

    Бензойная кислота

    Органическая кислота

    C 6 H 5 COOH

    Используется для консервирования.

    Лимонная кислота

    Органическая кислота

    С 6 В 8 О

    Присутствует в лимонах, апельсинах и цитрусовых.

    II. На основе присутствующих в них элементов
    1. Гидрокислоты (бинарные кислоты) : Гидрокислоты содержат водород и неметаллический элемент, кроме кислорода.
    Примеры:

    Плавиковая кислота: HF
    Соляная кислота: HCl
    Бромистоводородная кислота: HBr
    Йодоводородная кислота: HI
    Сероводород: h3S
    (Сероводородная кислота)
    2. Оксикислоты (тройные кислоты): Оксикислоты и кислород содержат неметаллический элемент.
    Примеры:
    h3SO4 (серная кислота), HNO 3 (азотная кислота), H 3 PO 4 (фосфорная кислота),
    h3SO3 (сернистая кислота).
    HC л O (хлорноватистая кислота), HClO 2 (хлорноватистая кислота)
    HClO3 (хлорная кислота), HC л O 4 (хлорная кислота)
    h3CO3 (угольная кислота), CH 3 COOH (Уксусная кислота)

    III. На основе основности кислоты
    Основность: Количество ионов гидроксония [H + (водн.)], Которые могут высвобождаться одной молекулой кислоты при полной ионизации, называется ее основностью.На основе основности кислоты можно классифицировать как:
    (a) Одноосновные кислоты:
    Определение: Когда одна молекула кислоты при полной ионизации производит один ион гидроксония [H + (водн.)], Тогда кислота называется одноосновной кислотой.
    Характеристики одноосновной кислоты:
    (1) Одноосновная кислота ионизируется за одну стадию в водном растворе.
    (2) Одноосновная кислота образует только одну соль или нормальную соль

    HNO3 + h3O⇌h4O ++ NO3–1 [Нитрат]

    HNO3 + NaOH⇌h3O + NaNO3 [нитрат натрия]

    Примеры: HCl, HF, HBr, CH 3 COOH, HCOOH, HNO3
    (b) Двухосновные кислоты:
    Определение: Когда одна молекула кислоты при полной ионизации производит два иона гидроксония [2H + (водн.) ], тогда говорят, что это двухосновная кислота.
    Характеристики двухосновной кислоты:
    (1) Двухосновная кислота ионизируется в водном растворе в два этапа.

    h3SO4 + h3O⇌h4O ++ HSO4–1 [Бисульфат]

    HSO4–1 + h3O⇌h4O ++ SO42– [Сульфат]

    (2) Двухосновная кислота образует две серии солей.

    (i) Кислая соль с одним замещаемым ионом H +.

    ч3SO4 + NaOH⟶h3O + NaHSO4 [гидросульфат натрия]

    (ii) Обычная соль без заменяемого иона H +.

    h3SO4 + 2NaOH⟶2h3O + Na2SO4 [Сульфат натрия — нормальная соль

    Примеры: h3SO4, h3SO3, h3CO3, h3S, h4PO3, (COOH) 2 (щавелевая кислота) и т. Д.
    (c) Трехосновные кислоты:
    Определение: Когда одна молекула кислоты при полной ионизации производит три иона гидроксония [3H + (водн.)], Тогда кислота называется трехосновной кислотой.
    Характеристики трехосновной кислоты:
    (1) Трехосновная кислота ионизируется в водном растворе в три этапа.

    h4PO4 + h3O⇌ = h4O ++ h3PO4–1 [дигидроген фосфат]

    h3PO4–1 + h3O⇌h4O ++ HPO42– [Моногидрофосфат]

    HPO42– + h3O⟶h4O ++ PO43– [Фосфат]

    (2) Трехосновная кислота образует три ряда солей.

    (i) Кислая соль с двумя замещаемыми ионами H +.

    h4PO4 + NaOH⟶h3O + Nah3PO4 [дигидрофосфат натрия]

    (ii) Кислая соль с одним замещаемым ионом H +.

    h4PO4 + 2NaOH⟶2h3O + Na2HPO4 [гидрофосфат натрия]

    (iii) Обычная соль без заменяемого иона водорода

    h4PO4 + 3NaOH⟶3h3O + Na3PO4 [фосфат натрия]

    Примеры: h4PO4, h4PO5

    IV. На основании государственного

    1. Твердые вещества

    Фосфорная кислота H 3 PO 4

    Борная кислота H 3 BO 3

    2. Жидкости

    Соляная кислота HC л

    Серная кислота H 2 SO 4

    Азотная кислота HNO 3

    В.Исходя из силы кислоты
    Кислоты подвергаются ионизации в водном растворе. Степень ионизации обозначается значком.
    математически,

    Степень ионизации кислоты (α) = Количество ионизированных молекул Общее количество молекул кислоты

    VI. На основе ионизации кислоты
    Сильные кислоты: Кислоты, которые подвергаются почти полной ионизации в водном растворе, в результате чего образуется высокая концентрация ионов H + (водн. ), Называются сильными кислотами.
    Примечание: Любая кислота со степенью ионизации 30% или выше является сильной кислотой.
    Примеры:

    (i) Азотная кислота

    (ii) соляная кислота

    (iii) Серная кислота.
    Слабые кислоты: Кислоты, которые подвергаются частичной ионизации в водном растворе, так что их степень ионизации не превышает 30%, называются слабыми кислотами.
    Примеры:
    (i) Угольная кислота

    (ii) Сернистая кислота

    (iii) Сероводород

    (iv) Уксусная кислота

    (v) Муравьиная кислота

    (vi) Щавелевая кислота

    (vii) Синильная кислота
    VII На основе концентрации кислоты
    Мера количества воды, присутствующей в данном образце кислоты, называется концентрацией.
    В зависимости от концентрации кислоты классифицируются следующим образом:
    Концентрированная кислота: Образец кислоты, который содержит очень мало или совсем не содержит воды, называется концентрированной кислотой.
    Разбавленная кислота: Образец кислоты, который содержит намного больше воды, чем ее собственный вес, называется разбавленной кислотой.
    Примечание: Следует иметь в виду, что концентрация кислоты просто показывает количество воды в кислоте. Не следует путать с силой кислоты, которая определяется по концентрации ионов H + (водн.) В водном растворе.

    Примеры:
    (1) Сильная кислота останется сильной кислотой, даже если она разбавлена, потому что она производит высокую концентрацию ионов H + (водн.).
    (2) Слабая кислота останется слабой кислотой даже в концентрированном виде, потому что она не дает высокой концентрации ионов H + (водн.).
    VIII На основе волатильности

    1. Неустойчивый

    Соляная кислота HC л

    Азотная кислота HNO 3

    Угольная кислота H 2 CO 3

    Сернистая кислота H 2 SO 3

    2. Жидкости

    Серная кислота H 2 SO 4

    Фосфорная кислота H 3 PO 4

    2.3 Способы получения кислот
    1. Прямым синтезом водорода с неметаллами:

    Водород + неметалл ⟶ кислота

    h3 + Cl2⟶ солнечный свет 2HCl

    h3 + Br2 → Электрический разряд 2HBr

    h3 + I2vap → Электроразряд 2HI

    h3 + S (кипячение) → h3 S

    Примечание: Кислоты, содержащие водород и один неметалл, называются гидрокислотами.

    2. Растворяя неметаллические оксиды в воде

    Неметаллический оксид + вода → кислота

    CO2 + h3O⟶h3CO3SO2 + h3O⟶h3SO3SO3 + h3O⟶h3SO4P2O5 + 3h3O⟶2h4PO42NO2 + h3O⟶HNO2 + HNO3

    Примечание: Кислоты, содержащие водород, один неметалл и кислород, называются оксикислотами.

    3. При нагревании солей более летучей кислоты с менее летучей кислотой:

    Соль более летучей кислоты + менее летучая → кислота Соль + более летучая кислота

    2NaNO3 + h3SO4 (конц) ⟶ΔNa2SO4 + 2HNO32NaCl + h3SO4 (конц) ⟶ΔNa2SO4 + 2HCl

    4.Путем окисления неметаллов кислородными кислотами:

    (i) S + 6HNO3⟶∆h3SO4 + 2h3O + 6NO2

    (ii) P + 5HNO3⟶∆h4PO4 + 2h3O + 5NO2

    (iii) 2P + 5h3SO4⟶∆2h4PO4 + 2h3O + 5SO2

    2.4 Общие свойства кислот

    (1) Вкус: Кислоты имеют резкий кисловатый привкус.
    (2) Действие индикаторов: Вещества, которые используются для идентификации кислот или щелочей по изменению их цвета, называются индикаторами.
    (i) Кислоты превращаются в синюю лакмусовую бумажку в красный цвет.
    (ii) Кислоты превращают раствор метилового оранжевого в розовый.
    (iii) Кислоты превращают щелочной розовый фенолфталеин в бесцветный водный раствор.
    (3) Действие на кожу: Сильные минеральные кислоты разъедают кожу и вызывают болезненные ожоги.
    (i) Конц. серная кислота окрашивает кожу в черный цвет.
    (ii) Конц. азотная кислота окрашивает кожу в желтый цвет.
    (iii) Конц. соляная кислота окрашивает кожу в янтарный цвет.
    Примечание: Все минеральные кислоты не вызывают коррозии. Например, угольная кислота используется при приготовлении безалкогольных напитков.
    (4) Влияние электрического тока: Все водные растворы минеральных кислот являются хорошими проводниками электричества. Они разлагаются с выделением водорода на катоде.
    (5) Действие с оксидами металлов: Все оксиды металлов реагируют с разбавленными минеральными кислотами с образованием их соответствующих солей металлов и только воды.

    Оксид металла + Минеральная кислота (дил) → Соль металла + h3O

    Na2O + 2HNO3 (дил) s → 2NaNO3 + h3OCuO + h3SO4 → CuSO4 + h3O

    (6) Действие с гидроксидами металлов: Гидроксиды всех металлов реагируют с разбавленными минеральными кислотами с образованием их соответствующих солей и только воды.

    Гидроксид металла + Минеральная кислота (дил) → Соль металла + Вода

    NaOH + HCl (ди) ⟶ NaCl + h3OCu (OH) 2 + h3SO4 (дил) ⟶ CuSO4 + 2h3O

    (7) Действие с карбонатами металлов или гидрокарбонатами металлов: Все карбонаты металлов или гидрокарбонаты металлов реагируют с разбавленными минеральными кислотами с образованием их соответствующих солей, воды и диоксида углерода.

    Карбонат металла / + кислота (дил) → соль металла + вода + CO2 (г)

    Гидрокарбонат металла

    K2CO3 + 2HCl (dil) ⟶ 2KCl + h3O + CO2KHCO3 + HNO3 (dil) ⟶ KNO3 + h3O + CO2CuCO3 + h3SO4 (di) ⟶ CuSO4 + h3O + CO2

    (8) Действие с сульфитами металлов / гидросульфитами металлов: Все сульфиты металлов или гидросульфиты металлов вступают в реакцию с разбавленными минеральными кислотами с образованием их соответствующих солей, воды и газообразного диоксида серы.

    Сульфит металла / + кислота (дил) → соль металла + вода + SO2 (г)
    Гидросульфит металла

    K2SO3 + 2HCl (дил) ⟶ 2KCl + h3O + SO2KHSO3 + HCl (дил) ⟶ KCl + h3O + SO2CuSO3 + h3SO4 (дил) ⟶ CuSO4 + h3O + SO2

    (9) Действие с сульфидами металлов / сероводородом металлов: Все сульфиды металлов или сероводород металлов реагируют с разбавленными минеральными кислотами с образованием их соответствующих солей и сероводорода.
    Сульфид металла / + кислота (дил) → соль металла + сероводород (г)
    Сероводород металла

    K2 S + 2HCl (дил) ⟶ 2KCl + h3 SKHS + HCl (dii) ⟶ KCl + h3 SCuS + h3SO4 (дил) ⟶ CuSO4 + h3 S

    10) Действие с активными металлами: Минеральные кислоты (DIL) реагируют с активными металлами с образованием их соответствующих солей и газообразного водорода.
    Металл + кислота (дил) → Соль металла + водород (г)

    2Al + 6HCl (дил) ⟶ 2AlCl3 + 3h3Fe + h3SO4 (дил) ⟶ FeSO4 + h3

    2,5 Использование кислот

    Кислоты

    Используйте

    1. Уксусная кислота

    2.Лимонная кислота

    3. Винная кислота

    4. Щавелевая кислота

    5. Угольная кислота

    6. Борная кислота

    Кулинария

    Консервация продуктов питания; безалкогольные напитки

    Разрыхлитель

    Средство для удаления пятен

    Безалкогольные напитки

    Промывание глаз

    2. 6 Основания
    Основание: Соединение, которое реагирует с ионами гидроксония [H + (водн.)] Кислоты с образованием соли и воды, как только продукты, называется основанием.(или)
    Основание — это соединение, которое принимает протоны [H + (водн.)] с образованием соли и воды только в качестве продуктов.
    Примеры:
    1. Все оксиды металлов (простые оксиды) являются основаниями.
    2. Все металлические гидроксиды (также гидроксид аммония) являются основаниями.

    Щелочь: Растворимое в воде основание называется щелочью.
    Современная концепция щелочи: Соединение, которое при растворении в воде выделяет ионы ОН- как только отрицательные ионы, называется щелочью.
    Запомните: Все щелочи являются щелочами, но не все щелочи.
    Например, гидроксид калия [КОН] является основанием. Однако, поскольку он растворяется в воде с образованием ионов OH–, следовательно, он является щелочью. С другой стороны, гидроксид цинка является основанием. Однако он не растворяется в воде и, следовательно, не является щелочью.
    Примеры щелочей:

    (i) Оксид натрия Na2O + h3O⇌2Na ++ 2OH–

    (ii) Оксид калия K2O + h3O⇌2 K ++ 2OH–

    (iii) Оксид кальция CaO + h3O⇌Ca + 2 + 2OH–

    (iv) Гидроксид натрия NaOH⇌Na ++ OH–

    (iv) Гидроксид натрия KOH⇌K ++ OH

    (vi) Гидроксид кальция Ca (OH) 2⇌Ca + 2 + 2OH–

    2.7 Классификация кислот / щелочей
    I По силе:
    Щелочи (растворимые основания) в водном растворе разлагаются.
    Степень диссоциации щелочи в водном растворе называется силой щелочи.
    Математически,
    Степень диссоциации щелочи (α) = Число диссоциированных молекул щелочного металла Общее количество молекул щелочного металла

    II По степени диссоциации
    По степени диссоциации основания классифицируются следующим образом:
    (i) Сильные основания: Основания, которые подвергаются почти полной диссоциации в водном растворе с образованием высокая концентрация гидроксильных ионов (ОН–) называется сильными щелочами.
    Примеры:

    (i) Гидроксид калия KOH⇌K ++ OH–

    (ii) Гидроксид натрия NaOH⇌Na ++ OH–

    (ii) Слабые основания: Щелочи, которые подвергаются частичной диссоциации в водном растворе, что приводит к низкой концентрации гидроксильных ионов, называются слабыми щелочами.
    Примеры:

    (i) Гидроксид аммония Nh5OH⇌Nh5 ++ OH–

    (ii) Гидроксид кальция Ca (OH) 2⇌Ca + 2 + 2OH–

    (iii) Гидроксид магния Mg (OH) 2⇌Mg + 2 + 2OH–

    III.На основе концентрации
    Мера количества воды, присутствующей в данном образце щелочи, называется концентрацией.
    В зависимости от концентрации щелочи классифицируются следующим образом:
    (i) Концентрированная щелочь: Образец основания, который содержит очень мало или совсем не содержит воды, называется концентрированной щелочью.
    (ii) Разбавленная щелочь: Проба щелочи, которая содержит намного больше воды, чем ее собственный вес, называется разбавленной щелочью.
    Например, раствор щелочи, имеющий концентрацию менее 1 моль / литр, называется разбавленной щелочью.
    IV На основе кислотности основания / щелочи:
    Кислотность: Количество гидроксильных ионов [OH– ион], выделяемых одной молекулой кислоты при полной диссоциации в воде, называется ее кислотностью щелочи.
    По основности основания могут быть классифицированы как:
    Одноосновные основания:
    Определение: Когда одна молекула основания при полной диссоциации в воде дает один гидроксил-ион [OH – водн.], Тогда основание называется одноосновной кислотой.
    Примечание: Одноосновное основание диссоциирует за одну стадию в водном растворе, если оно является растворимым.
    Примеры:

    LiOH⇌Li ++ OH–; NaOH⇌Na ++ OH–

    Диацидные основания:
    Определение: Когда одна молекула щелочи при полной диссоциации в воде производит два гидроксильных иона [2OH – водн. ] Или основание, одна молекула которого полностью реагирует с двумя ионами гидроксония с образованием соли а вода, как единственные продукты, называется двухосновной щелочью / основанием.
    Примечание: Диссоциация щелочей происходит только за один этап.
    Примеры:
    Диацидные щелочи: Гидроксид кальция Ca (OH) 2⇌Ca + 2 + 2OH–

    Гидроксид магния Mg (OH) 2⇌Mg + 2 + 2OH–

    Диацидные основания: гидроксид железа — Fe (OH) 2

    Гидроксид меди — Cu (OH) 2

    Трехкислотные основания: Основание, одна молекула которого полностью взаимодействует с тремя ионами H + (водн.) С образованием соли и воды, поскольку только продукты называются трехкислотными основаниями.
    Примеры: Гидроксид алюминия [Al (OH) 3], гидроксид железа [Fe (OH) 3]

    2.8 Общие методы получения оснований или щелочей
    1. Под действием кислорода на металлы

    Металл + кислород → Оксид металла [основной оксид]

    4K + O2 → 2K2O

    2Cu + O2 → ∆ 2CuO

    2. Под действием воды / пара на активные металлы

    Металл + вода / пар → основной гидроксид / оксид + h3 (г) 2Na + 2h3O → 2NaOH + h33Fe + 4h3O → ∆ Fe3O4 + 4h3

    3.Растворяя оксиды высокоактивных металлов в воде

    Оксид активного металла + Вода ⟶ Щелочной раствор Na2O + h3O → 2NaOHCaO + h3O → CaOh3

    4. Растворяя газообразный аммиак в воде

    Nh4 + h3O ⟶ Nh5OH

    Растворимая соль. + Едкий щелочной золь. → Нерастворимый металл + солевое основание
    AlCl3 + 3NaOH⟶ Al (OH) 3 ↓ + 3NaClCuSO4 + 2NaOH⟶ Cu (OH) 2 ↓ + Na2SO4

    5. При сильном нагревании карбонатов металлов [исключение: Na2CO3; K2CO3]

    Карбонат металла → heatBasic оксид + CO2gCaCO3 → heatCaO + CO2CuCO3 → heatCuO + CO2

    6.При нагревании нитратов металлов от кальция до меди в электрохимической серии

    Нитрат металла, тепло Основной оксид + диоксид азота + O2 (г)

    2CaNO32 ⟶ тепло 2CaO + 4NO2 + O2

    2CuNO32⟶ нагрев 2CuO + 4NO2 + O2

    2.9 Общие свойства растворимых оснований или щелочей
    1. Вкус: Щелочи имеют горький вкус.
    2. Прикосновение: Щелочи имеют мыльное прикосновение i.е., когда их раствор ощущается между кончиками пальцев.
    3. Действие индикаторов:
    (i) Щелочные растворы окрашиваются в красный цвет кислотного раствора лакмусовой бумажки в синий цвет.
    (ii) Щелочные растворы окрашивают кислый раствор метилового оранжевого в желтый.
    (iii) Щелочные растворы окрашивают раствор фенолфталеина в розовый цвет.
    (iv) Щелочные растворы превращают бумагу с куркумой в коричневый цвет от ее первоначального желтого цвета.
    1. Действие с металлами
    Металлы, такие как цинк, олово и алюминий, реагируют с сильными щелочами, такими как NaOH (едкий натр), KOH (едкий калий), с выделением газообразного водорода.

    Zn (т) + 2NaOH (водн.) ⟶ Na2ZnO2 (водн.) Цинкат натрия + h3 (г)

    Sn (т.) + 2NaOH (водн.) ⟶ Na2SnO2 (водн.) Станнит натрия + h3 (г)

    2Al (s) + 2NaOH + 2h3O ⟶ 2NaAlO2 (водн.) Метаалюминат натрия + 3h3 (г)

    2. Действие с неметаллическими оксидами
    Кислоты реагируют с оксидами металлов, но основания реагируют с оксидами неметаллов с образованием соли и воды.
    Пример:

    2NaOH (водн.) + CO2 (г) ⟶Na3CO3 (вод.) + H3O (ℓ) Ca (OH) 2 (s) + SO2 g⟶CaSO3 (водн.) + H3O (ℓ) Ca (OH) 2 (s) + CO2 (г) ⟶CaCO3 (т) + h3O (т)

    3.Действие с кислотами:

    Щелочной раствор + кислота → соль + вода

    Ca (OH) 2 + 2HNO3 ⟶ CaNO32 + h3ONh5OH + HCl ⟶ Nh5Cl + h3O

    5. Воздействие солями аммония

    Аммиачная соль + Щелочь → Металлическая соль + Вода + Аммиак

    2Nh5Cl + Ca (OH) 2 ⟶ CaCl2 + h3O + Nh4Nh52SO4 + 2KOH ⟶ K2SO4 + 2h3O + Nh4

    2.10 Использование некоторых распространенных щелочей

    Имя

    Коммерческий Имя

    Химическая промышленность Формула

    Использует

    Натрия гидроксид

    Каустическая сода

    NaOH

    При производстве мыла, бумаги, целлюлозы, вискозы, нефтепереработки и т. Д.

    Гидроксид калия

    Каустический калий

    КОН

    В щелочных аккумуляторных батареях, производстве мыла, абсорбции CO 2 газа и т. Д.

    Гидроксид кальция

    Гашеная известь

    Са (ОН) 2

    При производстве обесцвечивающего порошка для смягчения жесткой воды и т. Д.

    Гидроксид магния

    Молоко магнезии

    Мг (OH) 2

    В качестве антацида для снижения кислотности желудка

    Гидроксид алюминия

    Al (OH) 3

    Как пенообразователь в огнетушителях.

    Гидроксид аммония

    NH 4 OH

    При удалении жирных пятен с тряпок и при мытье оконных стекол.

    Нейтрализация: Химическая реакция, в которой ионы гидроксония [H + (водные) ионы] кислоты и гидроксильные (OH–) ионы основания объединяются с образованием неионизированных молекул воды, называется нейтрализацией.

    Кислота + Основа ⟶ Соль + Вода

    HNO3 + KOH⟶KNO3 + h3O

    2.11 Электропроводность кислотных и основных растворов
    Кислоты — это вещества, которые содержат один или несколько атомов водорода в своих молекулах, которые могут выделять ионы H + в воду. Точно так же основания — это вещества, которые содержат одну или несколько гидроксильных групп в своих молекулах, которые могут высвобождать ионы ОН– в воде. Поскольку ионы являются переносчиками заряда, водные растворы кислот и оснований являются проводниками электричества.
    Эксперимент
    В стеклянный стакан возьмите разбавленный раствор соляной кислоты (HC l ). Закрепите два маленьких железных гвоздя в резиновой пробке в стакане, как показано на рисунке. Подключите гвозди к клеммам 6-вольтовой батареи через лампочку. Включите ток, и лампочка начнет светиться. Это показывает, что через раствор кислоты прошел электрический ток. Поскольку ток переносится движением ионов, это показывает, что раствор HC l ионизировался с образованием ионов H + и CI–.Ток также будет проходить, если стакан содержит разбавленный h3SO4 (ионы H + выделяются в водном растворе). Точно так же водные растворы, содержащие NaOH или KOH, также будут проводить из-за высвобождения ионов OH–.

    Лампа не светится, если в стакане находится раствор глюкозы (C6h22O6) или этилового спирта (C2H6O). Это означает, что они оба не будут отдавать ионы в растворе.
    Сравнение свойств кислот и оснований

    Кислоты

    Основания

    1.Кислый вкус.

    2. Измените цвета индикаторов и т. Д. Лакмус меняет цвет с синего на красный, фенолфталеин остается бесцветным.

    3. Показывает электролитическую проводимость в водном растворе.

    4. Кислотные свойства исчезают при реакции с основаниями (Нейтрализация).

    5. Кислоты разлагают карбонатные соли.

    1. Горький на вкус.

    2. Измените цвет индикаторов, например, Litmus меняет цвет с красного на синий, фенолфталеин с бесцветного на розовый.

    3. Показывает электролитическую проводимость в водных растворах.

    4. Основные свойства исчезают при реакции с кислотами (нейтрализация).

    5. Не разлагает карбонатные соли основаниями.

    2.12 Роль воды в ионизации кислот и оснований
    Вещества могут действовать как кислоты и основания только в присутствии воды (или) в водном растворе. В сухом состоянии, которое также называется безводным, эти символы не отображаются.На самом деле вода помогает в ионизации кислот или оснований, разделяя ионы. Это также известно как диссоциация и объясняется на основе теории под названием теория кислот и оснований Аррениуса.
    В сухом состоянии соляная кислота известна как газообразный хлористый водород, т.е. HC l (г). Он не в состоянии давать ионы H +. Поэтому кислотный характер не проявляется. Теперь давайте пропустим газ через воду, взятую в химическом стакане, с помощью стеклянной трубки. Молекулы h3O имеют полярную природу, что означает, что они имеют частичное

    отрицательный заряд (δ–) на атоме кислорода и частичный положительный заряд (δ +) на атомах водорода.Они будут пытаться сформировать своего рода оболочку вокруг атомов водорода, а также атомов хлора, присутствующих в кислоте, и, таким образом, помочь в их разделении в виде ионов. Эти ионы называются гидратированными ионами.

    HCl (г) + вода ⟶H + (водн.) + Cl Гидратированные ионы водн.

    Через эти ионы проходит электрический ток. То же самое относится и к другим кислотам, а также к основаниям. Таким образом, мы заключаем, что —
    (i) кислоты могут выделять ионы H + только в водном растворе.
    (ii) основание может выделять ионы OH– только в водном растворе.
    (iii) гидратация помогает высвобождению ионов из кислот и оснований.

    2.13 Нейтрализация
    Вы, должно быть, заметили, что таблетки антацида используются при расстройстве желудка. Антацид содержит гидроксид магния, который является мягким основанием. Гидроксид магния нейтрализует действие избытка соляной кислоты, вырабатываемой в желудке при расстройстве желудка. Следовательно, это помогает облегчить боль.
    Знаете ли вы, что на самом деле происходит, когда кислоты и основания взаимодействуют друг с другом?
    Когда кислоты смешиваются с основаниями, они нейтрализуют или нейтрализуют действие друг друга.Продукты, образующиеся при смешивании кислот с основаниями, — это соль и вода.
    Процесс обработки кислоты основанием с образованием соли и воды называется нейтрализацией.
    Общую реакцию на нейтрализацию можно записать так:

    Кислота + Основа → Соль + Вода + Тепло

    Примечание:
    Во время реакции выделяется много тепла. Следовательно, это экзотермический процесс.Знаете ли вы, что все кислоты генерируют водород (H +), а все основания генерируют ионы гидроксила (OH–) в своих водных растворах? Ионы
    H + не могут существовать независимо; скорее они соединяются с молекулами воды (h3O), образуя ионы гидроксония (h4O +).

    H + + h3O → h4O + HX + h3O → h4O + + X – Кислая вода Ион галогенида гидроксония

    Точно так же основания диссоциируют в водных растворах. Однако не все основания растворяются в воде.Основания, растворяющиеся в воде, известны как щелочи. Таким образом, можно сказать, что «не все основания являются щелочами, но все щелочи являются основаниями». Щелочи растворяются в воде и выделяют ионы ОН–.

    КОН (т) ⟶ Ватр K + (водн.) + OH– (водн.)

    Эти ионы гидроксида (ионы OH–) могут свободно существовать в воде или в водном растворе. Эти ионы водорода (H +) и гидроксила (OH-) реагируют друг с другом в реакциях нейтрализации с образованием воды. Следовательно, реакции нейтрализации с точки зрения ионов водорода и гидроксида могут быть представлены как:

    HX + M OH → MX + HOH (или) H + + OH – h3O (л)

    Применения нейтрализации
    (i) Люди пожилого возраста страдают от проблем с кислотностью в желудке, которые вызваны, главным образом, из-за выделения чрезмерного количества желудочного сока, содержащего HCl.Кислотность нейтрализуется антацидными таблетками, которые содержат гидрокарбонат натрия (пищевая сода), гидроксид магния и т. Д.

    (ii) Укус пчел и муравьев содержит муравьиную кислоту. Его разъедающее и ядовитое действие можно нейтрализовать протиранием мыла, содержащего NaOH (щелочь).
    (iii) Укусы ос содержат щелочь, и ее ядовитое действие может быть нейтрализовано кислотой, такой как уксусная кислота (присутствует в уксусе).
    (iv) Фермеры обычно нейтрализуют эффект кислотности почвы, вызванный кислотными дождями, путем добавления в почву гашеной извести (гидроксида кальция).
    2.14 Индикаторы
    Индикатор указывает природу конкретного раствора, кислотный, щелочной или нейтральный. Помимо этого, индикатор также отображает изменение природы раствора с кислого на щелочной и наоборот. Индикаторы в основном представляют собой цветные органические вещества, извлеченные из разных растений. Некоторые общие кислотно-основные индикаторы:
    I. Лакмус
    Лакмус — это пурпурный краситель, который получают из «лишайника», растения, принадлежащего к разновидности Thallophytic.Он также может быть нанесен на бумагу в виде полосок и доступен в виде синих и красных полос. Синяя лакмусовая бумажка при погружении в раствор кислоты приобретает красный цвет. Точно так же красная полоска при погружении в базовый раствор становится синей.
    II. Фенолфталеин
    Он также является органическим красителем и имеет кислую природу. В нейтральном или кислом растворе он остается бесцветным, в то время как в основном растворе цвет индикатора меняется на розовый.

    III. Метиловый апельсин
    Метиловый апельсин — это краситель оранжевого (желтого) цвета и природная основа.В кислой среде цвет индикатора становится красным, а в основной или естественной среде цвет остается неизменным.
    IV. Сок краснокочанной капусты
    Он имеет фиолетовый цвет в естественной среде и становится красным или розовым в кислой среде. В основной или щелочной среде его цвет меняется на зеленый.
    V. Сок куркумы
    Он желтого цвета и остается таким же в нейтральной и кислой среде. В основной среде его цвет становится красноватым или темно-коричневым.

    Образец

    Голубая лакмусовая бумажка раствор

    Красная лакмусовая бумажка

    Фенолфталеин

    Метиловый оранжевый

    HCl

    Изменения на красный

    Без изменения цвета

    Остается бесцветным

    Изменения на красный

    HNO3

    Изменения на красный

    Без изменения цвета

    Остается бесцветным

    Изменения на красный

    NaOH

    Без изменения цвета

    Изменяет на синий

    Изменения на светло-розовый

    Без изменений цвета

    КОН

    Без изменения цвета

    Изменяет на синий

    Изменения на светло-розовый

    Без изменений цвета

    2.15 Концепция pH
    Шкала для измерения концентрации ионов водорода в растворе, называемая шкалой pH , была разработана S.P.L. Сорренсен. Буква «p» в значении pH означает «Potenz» на немецком языке, что означает мощность. По шкале pH мы можем измерить pH от O (очень кислая) до 14 (очень щелочная). pH следует рассматривать просто как число, указывающее на кислотную или щелочную природу раствора. Чем выше концентрация ионов водорода, тем ниже шкала pH.
    Характеристики шкалы pH: —
    (i) Для кислого раствора, pH <7
    (ii) Для щелочного раствора, pH> 7
    (iii) Для нейтрального раствора, pH = 7

    i) pH раствора можно определить как отрицательный логарифм его концентрации ионов H +.
    pH = — log [H +]
    (ii) pH раствора также определяется как логарифм обратной величины концентрации ионов H +.

    pH = log1H +

    Если [H +] = 10 – m M, то

    pH = –logH — = — log10 – m = [- (- m)] = m ∵logaa – n = –n

    (i) Аналогичным образом, pOH раствора можно определить как отрицательный логарифм его концентрации ионов OH–.
    pOH = –logOH

    (ii) pOH раствора также определяется как логарифм обратной величины концентрации ионов OH–.

    pOH = log1OH–

    Примечание: pH + pOH = 14

    Диапазон pH для обычных жидкостей

    Вещества

    Диапазон pH

    Вещества

    Диапазон pH

    1)

    Желудочный сок

    1.0–3,0

    10)

    Молоко

    6,3 — 6,6

    2)

    Кровь (человек)

    7,3 — 7,5

    11)

    Помидор

    4,0

    3)

    Морская вода

    8.5

    12)

    Черный кофе

    5,0

    4)

    Слюна (человеческая)

    6,5 — 7,5

    13)

    Молоко магнезии

    10,5

    5)

    Слезы

    7.4

    14)

    Яблоки

    2,9 — 3,3

    6)

    Моча (человеческая)

    4,8 — 8,4

    15)

    Уксус

    2,4 — 3,4

    7)

    Дождевая вода

    6.0

    16)

    Газированная вода

    Менее 7,0

    8)

    Безалкогольные напитки

    2,0 — 4,0

    17)

    Тонкая кишка (человека)

    Приблизительно 8.0

    9)

    Лимоны

    2,2 — 2,4

    Тип раствора и диапазон pH
    Кислотность и основность раствора можно выразить через концентрацию ионов [H +], концентрацию ионов [OH–] (или) pH.

    а) Если pH <7, раствор кислый. Кроме того, если диапазон pH составляет
    (i) от 0 до 3,5, раствор представляет собой сильную кислоту
    (ii) от 3,5 до 7, раствор представляет собой слабую кислоту.
    б) Если pH = 7, раствор нейтральный.
    c) Если pH> 7, раствор щелочной. Кроме того, если диапазон pH составляет от
    (i) от 7 до 10,5, раствор является слабым основанием.
    (ii) от 10,5 до 14, раствор является сильным основанием.

    pH = 0 → Кислый7 Нейтральный → Основной14

    Влияние температуры на pH: Повышение температуры снижает pH водного раствора.
    Влияние концентрации: Если концентрация [H +] увеличивается в 10 раз, pH уменьшается на 1 единицу, а если концентрация [H +] уменьшается в 10 раз, pH увеличивается на 1 единицу.
    В общем, если коэффициент изменения [H +] равен «m», изменение единиц pH составляет log10 m.
    Как правило, если pH изменяется на «p» единиц, то коэффициент изменения [H +] составляет 10p.
    Значение pH в повседневной жизни
    (i) pH в нашей пищеварительной системе
    Разбавленная соляная кислота, вырабатываемая в нашем желудке, помогает переваривать пищу.Однако избыток кислоты вызывает расстройство желудка и приводит к боли и раздражению. PH пищеварительной системы в желудке снизится. Избыток кислоты можно нейтрализовать с помощью антацидов, рекомендованных врачами. Собственно, это группа соединений (основных по своей природе), которые практически не имеют побочных эффектов. Очень популярным антацидом является «Молоко магнезии», который представляет собой нерастворимый гидроксид магния. Гидроксид алюминия и гидрокарбонат натрия также могут использоваться для той же цели.Эти антациды вернут pH системы к нормальному значению. PH крови человека колеблется от 7,36 до 7,42. он поддерживается растворимыми бикарбонатами и угольной кислотой, присутствующими в крови. Они известны как буферы .

    (ii) Изменение pH приводит к кариесу
    Белая эмаль на наших зубах состоит из нерастворимого фосфата кальция, который является довольно твердым. На него не влияет вода. Однако, когда pH во рту падает ниже 5,5, эмаль разъедает.Вода будет иметь прямой доступ к корням, и произойдет разрушение зубов. Бактерии, присутствующие во рту, расщепляют сахар, который мы едим, в той или иной форме до кислот. Молочная кислота — одна из них. Образование этих кислот вызывает снижение pH. Поэтому рекомендуется избегать употребления в пищу хирургических продуктов, а также поддерживать рот в чистоте, чтобы не было сахара и частиц пищи. Зубные пасты содержат некоторые основные ингредиенты, которые помогают нейтрализовать действие кислот, а также повышают pH во рту.
    (iii) Роль pH в лечении укусов насекомых
    Укусы пчел и муравьев содержат метановую кислоту (или муравьиную кислоту). При укусе они вызывают сильную боль и раздражение. Лечение заключается в протирании пораженного участка с мылом. Гидроксид натрия, присутствующий в мыле, нейтрализует кислоту, попавшую в организм, и, таким образом, возвращает pH к исходному уровню, принося облегчение пострадавшему. Точно так же действие укусов ос, содержащих щелочь, нейтрализуется применением уксуса, который представляет собой этановую кислоту (или уксусную кислоту)
    (iv) pH почвы и рост растений
    Рост растений в конкретной почве также связан с его pH.На самом деле, разные растения предпочитают разный диапазон pH для своего роста. поэтому очень важно обеспечить почве правильный pH для их здорового роста. Почвы с высоким содержанием минералов железа или с растительностью становятся кислыми. Этот pH почвы может достигать отметки 4. Кислотный эффект можно нейтрализовать «известкованием почвы», которое достигается добавлением гидроксида кальция. Все они являются основными по своей природе и обладают нейтрализующим действием. Точно так же почва с избытком известняка или мела обычно щелочная.Иногда его pH достигает 8,3 и очень вреден для роста растений. Чтобы уменьшить щелочной эффект, лучше добавить разлагающуюся органику (компост или навоз). На pH почвы также влияют кислотные дожди и использование удобрений. Поэтому обработка почвы очень важна.

    2.16 Соли
    Вещество, образованное нейтрализацией кислоты основанием, называется солью.
    Пример

    Ca (OH) + h3SO4 → CaSO4 + h3O2Ca (OH) 2 + 4HNO3 → 2CaNO32 + 2h3ONaOH + HCl → NaCl + h3O

    Классификация солей
    Соли классифицированы на основе химических формул, а также значений pH.
    (a) Классификация на основе химических формул
    (i) Нормальные соли
    Нормальная соль — это та, которая не содержит ионизируемого атома водорода или гидроксильной группы. Это означает, что он образовался в результате полной нейтрализации кислоты основанием.
    Например, для NaCl, KCl, NaNO2, K2 SO4 и т. Д.

    (ii) Кислотные соли
    Кислая соль все еще содержит некоторые замещаемые атомы водорода. Это означает, что нейтрализация кислоты основанием не завершена.Например, гидросульфат натрия (NaHSO4), гидрокарбонат натрия (NaHCO3) и т. Д.
    (iii) Основные соли
    Основная соль все еще содержит некоторые замещаемые гидроксильные группы. Это означает, что нейтрализация основания кислотой не завершена. Например, основной нитрат свинца Pb (OH) NO3. основной хлорид свинца, Pb (OH) Cl и т. д.
    Классификация на основе значений pH
    Соли образуются в результате реакции между кислотами и основаниями. В зависимости от природы кислот и оснований или значений pH солевые растворы бывают трех типов.
    (i) Нейтральные солевые растворы
    Солевые растворы сильных кислот и сильных оснований нейтральны и имеют pH, равный 7. Они не меняют цвет лакмусового раствора.
    Например: NaCl, NaNO3, Na2SO4 и т. Д.
    (ii) Кислые солевые растворы
    Солевые растворы сильных кислот и слабых оснований имеют кислую природу и имеют pH менее 7. Они меняют цвет синего раствора лакмуса на красный .
    Например, для (Nh5) 2SO4, Nh5Cl и т. Д.
    В обеих этих солях основание Nh5OH является слабым, а кислоты h3SO4 и HC l — сильными.
    (iii) Основные солевые растворы
    Солевые растворы сильных оснований и слабых кислот имеют щелочную природу и имеют pH более 7. Они меняют цвет красной лакмусовой бумажки на синий.
    Например, для Na2CO3, K3PO4 и т. Д.
    В обеих солях основания NaOH и KOH сильны, а кислоты h3CO3 и h4PO4 слабые.
    Использование солей:
    (i) В качестве поваренной соли,
    (ii) При производстве масла и сыра.
    (iii) В кожевенной промышленности.
    (iv) При производстве стиральной и пищевой соды.
    (v) Для получения гидроксида натрия электролизом рассола.
    (vi) В холодных странах на лед выкладывают каменную соль, чтобы растопить его.
    2.17 Некоторые важные химические соединения
    Хлорид натрия — поваренная соль (столовая соль)
    Хлорид натрия (NaC l ), также называемый поваренной солью или поваренной солью, является наиболее важной частью нашего рациона. Химически он образуется в результате реакции между растворами гидроксида натрия и соляной кислоты. Морская вода является основным источником хлорида натрия, поскольку он присутствует в растворенной форме вместе с другими растворимыми солями, такими как хлориды и сульфаты кальция и магния.он отделяется несколькими подходящими методами. Залежи солей находятся в разных частях света и известны как каменная соль. В чистом виде это белое кристаллическое твердое вещество, однако часто оно коричневого цвета из-за наличия примесей.
    (a) Использование:
    (i) Жизненно необходимо
    Хлорид натрия крайне необходим для жизни. Биологически он выполняет ряд функций, таких как сокращение мышц, проведение нервного импульса в нервной системе, а также преобразование в соляную кислоту, которая помогает переваривать пищу в желудке.Когда мы потеем, вместе с водой теряется хлорид натрия. Это приводит к мышечным спазмам. Его потерю необходимо соответствующим образом компенсировать, дав пациенту определенные солевые препараты. Электролитный порошок — важный заменитель поваренной соли.

    (ii) Сырье для химических соединений
    Хлорид натрия также является очень полезным сырьем для различных химических веществ. Некоторые из них — соляная кислота (HCl), стиральная сода (Na2CO3 · 10h3O), пищевая сода (NaHCO3) и др. При электролизе крепкого раствора соли (рассола) получают гидроксид натрия, хлор и водород.Кроме того, он используется в кожевенной промышленности для дубления кожи. В сильный мороз каменную соль выкладывают на обледенелые дороги, чтобы растопить лед. его также используют как удобрение для сахарной свеклы.
    Сода для стирки
    Химическое название
    Декагидрат карбоната натрия
    Химическая формула: Na2CO3. 10h3O
    (а) Препарат
    Карбонат натрия перекристаллизовывают путем растворения в воде с получением стиральной соды, которая представляет собой основную соль.

    Na2CO3 + 10h3O ⟶ Na2CO3 · 10h3O Карбонат натрия (вода) (стиральная сода)

    (b) Используется
    (i) Используется в качестве очищающего средства в бытовых целях.
    (ii) Используется для смягчения жесткой воды и контроля pH воды.
    (iii) Используется при производстве стекла.
    (iv) Благодаря своим детергентным свойствам он используется в составе нескольких сухих стиральных порошков.
    (v) Он также находит применение в фотографии, текстильной и бумажной промышленности и т. Д.
    (vi) Он используется в производстве буры (Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O)
    Пищевая сода
    Пищевая сода — это гидрокарбонат натрия или бикарбонат натрия (NaHCO 3 ).
    (а) Получение
    Его получают в качестве промежуточного продукта при получении карбоната натрия по способу Сольвея. В этом процессе насыщенный раствор хлорида натрия в воде насыщается аммиаком, а затем в жидкость переходит газообразный диоксид углерода. Хлорид натрия превращается в бикарбонат натрия, который, будучи менее растворимым, отделяется от раствора.

    2Nh4 (г) + h3O (л) + CO2 (г) ⟶Nh52CO3 (водн.) Nh52CO3 (водн.) + 2NaCI (водн.) ⟶Na2CO3 (водн.) + 2Nh5Cl (водн.) Na2CO3 (водн.) + H3O (l) + CO2 (Г) ⟶2NaHCO3 (т)

    (b) Свойства
    (i) Это белое кристаллическое вещество, которое образует щелочной раствор с водой.Водный раствор бикарбоната натрия нейтрален по отношению к метиловому оранжевому, но дает розовый цвет с фенолфталеиновым оранжевым. (Фенолфталеин и метиловый оранжевый — красители, используемые в качестве кислотно-основных индикаторов.)
    (ii) При нагревании выше 543 К он превращается в карбонат натрия.

    2NaHCO3 (т) → Na2CO3 (т) + CO2 (г) + h3O

    (c) Используется
    (i) Используется при производстве разрыхлителя. Разрыхлитель представляет собой смесь тартрата калия и бикарбоната натрия. Во время приготовления хлеба выделение углекислого газа вызывает хлеб, а выделение углекислого газа заставляет хлеб подниматься (набухать).

    (ii) Он широко используется при лечении утечки кислоты и в медицине как бикарбонат натрия, который действует как антацид.
    (iii) Это важное химическое вещество в текстильной, кожевенной, бумажной и керамической промышленности.
    (iv) Он также используется в огнетушителях определенного типа. На следующей схеме показан огнетушитель, в котором для производства газа CO2 используются NaHCO3 и h3SO4. Огнетушитель состоит из металлического конического контейнера (A) с соплом (Z) на одном конце. В емкости хранится крепкий раствор NaHCO3.Стеклянную ампулу (P), содержащую h3SO4, прикрепляют к ручке (K) и помещают в раствор NaHCO3. Ампулу можно разбить, ударив по ручке. Как только кислота вступает в контакт с раствором NaHCO3, образуется газ CO2. Когда внутри контейнера создается достаточное давление, газ CO2 устремляется наружу через сопло (A). Поскольку CO 2 не поддерживает горение, небольшой пожар можно потушить, направив сопло в сторону огня. Газ получают по следующей реакции.

    2NaHCO3 (водн.) + H4SO4 (водн.) ⟶Na2SO4 (водн.) + 2h3O (ℓ) + 2CO2 (г)

    Обесцвечивающий порошок
    Обесцвечивающий порошок коммерчески называется «хлорид извести или хлорированная известь». В основном это оксихлорид кальция, имеющий следующую формулу CaOCl2:
    Обесцвечивающий порошок получают путем пропускания хлора над гашеной известью при 313 К.

    Ca (OH) 2 (водн.) + Cl2 ⟶313 K Ca (OCl) Cl (s) + h3O (г) Обесцвечивающий порошок гашеной извести

    Использует
    (i) Обычно используется в качестве отбеливателя в бумажной и текстильной промышленности.
    (ii) Он также используется для дезинфекции воды, чтобы очистить воду от микробов.
    (iii) Используется для приготовления хлороформа.
    (iv) Он также используется для придания шерсти стойкости к усадке.
    Парижский гипс
    (а) Препарат
    Его готовят путем нагревания гипса (CaSO4. 2h3O) примерно до 373 К в больших стальных горшках с механической мешалкой или во вращающейся печи.

    2CaSO4 · 2h3O⟶373 KCaSO42 · h3O + 3h3O (OR) Гипсокартон Парижский

    2CaSO4 · 2h3O ⟶373 KCaSO4.1 / 2х3О + 3 / 4х3О гипс париж

    Температура тщательно контролируется, так как при более высокой температуре гипс полностью обезвоживается. Свойства обезвоженного гипса полностью отличаются от свойств парижского гипса.
    (б) Имущество

    (i) Действие с водой: При растворении в воде он кристаллизуется и образует гипс

    CaSO4 · 12h3O + 32h3O⟶CaSO4 · 2h3O

    (c) Использует
    Когда мелкозернистый гипс «Парижский гипс» смешивают с водой и превращают в пасту, он быстро затвердевает.При этом немного увеличивается и его объем. Эти свойства находят множество применений. Добавление воды снова превращает гипс в гипс.
    (i) Используется в лабораториях для герметизации зазоров, где требуется герметичность.
    (ii) Он также используется для изготовления игрушек, косметики и слепков статуй.
    (iii) Используется как гипсовая повязка для закрепления сломанных костей.
    (iv) Он также находит применение для изготовления глиняных изделий.
    (iv) Он также используется для придания гладкости поверхности и для создания рисунков на стенах и потолках.
    Гидратированные соли — соли, содержащие кристаллизационную воду
    Определенные соли содержат определенное количество некоторых молекул h3O, слабо связанных со своими собственными молекулами. Они известны как гидратированные соли и имеют кристаллическую природу. Присутствующие молекулы h3O известны как «кристаллизационная вода».
    В окрашенных кристаллических и гидратированных солях молекулы кристаллизационной воды также определяют свой характерный цвет. Таким образом, при нагревании гидратированной соли ее цвет изменяется, поскольку молекулы кристаллизационной воды удаляются, и соль становится безводной. Например, возьмите несколько кристаллов голубого купороса i.е. гидратированный сульфат меди в сухой пробирке или кипящей пробирке. Нагрейте трубку снизу. Соль превратится в белый безводный порошок, а на стенках пробирки появятся капли воды. Охладите трубку и снова добавьте несколько капель воды. Белый безводный порошок снова приобретет синий цвет.

    CuSO4 · 5h3O ⟶ CuSO4 + 5h3OH Гидрированный сульфат меди (Безводный сульфат меди)

    Science Nspired — Химия — кислоты, основания и соли от Texas Instruments

    Управление настройками файлов cookie

    Вы можете управлять своими предпочтениями в отношении того, как мы используем файлы cookie для сбора и использования информации, пока вы находитесь на веб-сайтах TI, изменяя статус этих категорий.

    Категория Описание Разрешить
    Аналитические и рабочие файлы cookie Эти файлы cookie, включая файлы cookie из Google Analytics, позволяют нам распознавать и подсчитывать количество посетителей на сайтах TI и видеть, как посетители перемещаются по нашим сайтам. Это помогает нам улучшить работу сайтов TI (например, облегчая вам поиск информации на сайте).
    Рекламные и маркетинговые файлы cookie Эти файлы cookie позволяют размещать рекламу на основе интересов на сайтах TI и сторонних веб-сайтах с использованием информации, которую вы предоставляете нам при взаимодействии с нашими сайтами. Объявления на основе интересов отображаются для вас на основе файлов cookie, связанных с вашими действиями в Интернете, такими как просмотр продуктов на наших сайтах.Мы также можем передавать эту информацию третьим лицам для этих целей. Эти файлы cookie помогают нам адаптировать рекламные объявления в соответствии с вашими интересами, управлять частотой, с которой вы видите рекламу, и понимать эффективность нашей рекламы.
    Функциональные файлы cookie

    Эти файлы cookie помогают идентифицировать вас и хранить ваши действия и информацию об учетной записи, чтобы предоставлять расширенные функциональные возможности, в том числе более персонализированный и релевантный опыт на наших сайтах.Если вы не разрешите использование этих файлов cookie, некоторые или все функции и услуги сайта могут работать некорректно.

    Если вы не разрешите использование этих файлов cookie, некоторые или все функции и услуги сайта могут работать некорректно.

    Файлы cookie социальных сетей Эти файлы cookie позволяют идентифицировать пользователей и контент, подключенный к онлайн-социальным сетям, таким как Facebook, Twitter и другим платформам социальных сетей, и помогают TI улучшить охват социальных сетей.
    Обязательно Эти файлы cookie необходимы для работы сайтов TI или для выполнения ваших запросов (например, для отслеживания того, какие товары вы поместили в корзину на сайте TI.com, для доступа к защищенным областям сайта TI или для управления настроенными вами настройки файлов cookie). Всегда на связи

    Кислоты, основания и шкала pH

    Убедитесь, что в вашем браузере включен JavaScript.Если вы оставите отключенным JavaScript, вы получите доступ только к части предоставляемого нами контента. Вот как.

    Что такое кислота или основание?

    Является ли жидкость кислотой или основанием, связано с ионами водорода (сокращенно химическим символом H + ). В воде (H 2 O) небольшое количество молекул диссоциирует (расщепляется). Некоторые молекулы воды теряют водород и становятся ионами гидроксида (OH ). «Потерянные» ионы водорода соединяются с молекулами воды с образованием ионов гидроксония (H 3 O + ).Для простоты ионы гидроксония обозначаются как ионы водорода H + . В чистой воде одинаковое количество ионов водорода и гидроксид-ионов. Раствор не является ни кислотным, ни основным.

    Кислота — это вещество, которое отдает ионы водорода. Из-за этого, когда кислота растворяется в воде, баланс между ионами водорода и гидроксид-ионами смещается. Теперь в растворе больше ионов водорода, чем гидроксид-ионов. Такой раствор кислый.

    A base — это вещество, которое принимает ионы водорода. Когда основание растворяется в воде, баланс между ионами водорода и гидроксид-ионами смещается в противоположную сторону. Поскольку основа «впитывает» ионы водорода, в результате получается раствор с большим количеством гидроксид-ионов, чем ионов водорода. Это щелочной раствор.

    Что такое pH?

    Кислотность и щелочность измеряются по логарифмической шкале pH . Вот почему: сильнокислый раствор может иметь в сто миллионов миллионов или сто триллионов (10000000000000000) раз больше ионов водорода, чем сильно щелочной раствор! Обратной стороной, конечно же, является то, что сильно щелочной раствор может иметь в 100000000000000 раз больше гидроксид-ионов, чем сильнокислый раствор.Более того, концентрации ионов водорода и гидроксид-иона в повседневных растворах могут варьироваться во всем этом диапазоне.

    Чтобы легче было иметь дело с этими большими числами, ученые используют логарифмическую шкалу , шкалу pH. Каждое изменение шкалы pH на одну единицу соответствует десятикратному изменению концентрации ионов водорода. Шкала pH теоретически открытая, но большинство значений pH находятся в диапазоне от 0 до 14. Намного проще использовать логарифмическую шкалу, вместо того, чтобы всегда записывать все эти нули! Кстати, обратите внимание, как сто миллионов миллионов — это единица с четырнадцатью нулями после нее? Это не совпадение, это логарифмы!

    Точнее, pH — это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода:

    pH = −log [H + ]

    Квадратные скобки вокруг H + автоматически означают «концентрацию» для химика.Уравнение означает именно то, что мы сказали ранее: на каждую единицу изменения pH концентрация ионов водорода изменяется в десять раз. Чистая вода имеет нейтральный pH 7. Значения pH ниже 7 являются кислыми, а значения pH выше 7 — щелочными (основными). В таблице 1 приведены примеры веществ с различными значениями pH (Decelles, 2002; Environment Canada, 2002; EPA, дата неизвестна).

    Общие примеры кислот и оснований

    Значение pH H + Концентрация
    относительно чистой воды
    Пример
    0 10 000 000 аккумулятор кислотный
    1 1 000 000 желудочная кислота
    2 100 000 лимонный сок, уксус
    3 10 000 апельсиновый сок, газированная вода
    4 1 000 томатный сок, кислотный дождь
    5 100 черный кофе, бананы
    6 10 моча, молоко
    7 1 чистая вода
    8 0.1 морская вода, яйца
    9 0,01 сода пищевая
    10 0,001 Большое Соленое озеро, магнезиальное молоко
    11 0,000 1 раствор аммиака
    12 0,000 01 мыльная вода
    13 0.000 001 отбеливатель, средство для чистки духовки
    14 0,000 000 1 очиститель для слива жидкости
    Таблица 1. Шкала pH: некоторые примеры

    Как вы измеряете pH?

    pH жидкости или раствора часто является важной информацией в науке. Измерение pH может быть выполнено просто и быстро с помощью тестовой бумаги pH , индикаторных палочек pH или pH-метра .Бумага для проверки pH и индикаторные палочки — это кусочки бумаги или более жесткие палочки, которые содержат индикатор pH (химические вещества, которые меняют цвет в зависимости от того, насколько кислым или щелочным является раствор). Для измерения pH в жидкость погружают кусок тестовой бумаги pH или индикаторную палочку. Затем цвет окунутой бумаги / карандаша подбирается в соответствии с цветовым ключом, который поставляется с контейнером с бумагой для тестирования pH или индикаторными полосками. Каждый цвет на кнопке соответствует разному pH. Пример использованной индикаторной палочки pH и соответствующей цветовой кнопки показан ниже на Рисунке 1.pH-метры — это электронные устройства, которые используются для измерения pH. Они состоят из зонда, погруженного в раствор, и цифрового считывающего устройства. pH-метры даже более точны, чем тестовая бумага для pH или индикаторные палочки. В таблице 2 ниже обсуждается, какие типы устройств для измерения pH лучше всего подходят для различных приложений в научных проектах, а также предлагается быстрая ссылка на покупку различных бумаг для измерения pH и индикаторных палочек.

    Рисунок 1.Тестовая бумага pH (не показана) и индикаторные палочки pH (показаны здесь) погружаются в раствор, затем сопоставляются с цветовым ключом для определения концентрации раствора. приблизительный pH (Michael Krahe, 2005).

    Арт. pH
    Обнаружение
    Диапазон
    Интервалы обнаружения Попробовать приобрести Научный проект
    Совместимость
    Индикаторная палочка с широким диапазоном значений 0-14 1 Hydrion (9800) Spectral 0-14 Пластиковая pH-полоска Подходит для большинства проектов начального уровня, когда цель состоит в том, чтобы просто выяснить, является ли что-то кислым или основным.
    Тестовая бумага для широкого диапазона pH 1-14 1 Дозатор Hydrion S / R 1.0-14.0
    Тестовая бумага для короткого диапазона pH 0,0 — 6,0 0,5 Дозатор Hydrion S / R 0,0-6,0 Подходит для проектов среднего уровня, где целью является наблюдение за медленным изменением pH раствора. Например, ферментация продуктов.
    Тестовая бумага для короткого диапазона pH 6,5 — 13,0 0,5 Дозатор Hydrion S / R 6.5-13.0
    Тестовая бумага для измерения pH в микродиапазоне 2,9 — 5,2 0,2 / 0,3 Hydrion MicroFine Disp. 2,9-5,2 Подходит для более сложных исследований, цель которых — найти решение в узком диапазоне. Например, ассортимент, подходящий для водных организмов.
    Тестовая бумага для измерения pH в микродиапазоне 5,5 -8,0 0,2 / 0,3 Hydrion MicroFine Disp. 5.5-8.0
    Тестовая бумага для измерения pH в микродиапазоне 7,9 — 9,7 0,3 Hydrion MicroFine Disp. 7,9-9,7
    Тестовая бумага pH 9,2 — 10,6 0,2 / 0,3 Hydrion MicroFine Disp.9,2-10,6
    pH-метры 0-14 0,1 или меньше в зависимости от счетчика Высококачественные pH-метры могут быть дорогими. Мы рекомендуем перед покупкой проверить, есть ли такой в ​​химической лаборатории в вашей средней школе. Доступны различные модели от Amazon.com. Подходит для более сложных исследований, когда точный pH раствора имеет значение.Например, при создании буферов для биотехнологического проекта.
    Набор калибровочного раствора pH 3 раствора с pH: 4,0, 7,0 и 10,0 Набор для калибровки pH Atlas Scientific Необходим для калибровки pH-метров.
    Таблица 2. Приведенные выше элементы можно использовать для измерения pH в научных проектах и ​​других домашних и хобби-приложениях. Щелкнув ссылку для покупки, вы перейдете прямо к продукту по адресу www.amazon.com.

    Чтобы получить точные показания pH, всегда помните:

    • Подождите минуту или две после добавления кислоты или основания в раствор. Это позволит завершить реакцию (отданные [кислотные] или принятые [основания] ионы) до того, как вы начнете измерения.
    • Перед измерением тщательно перемешайте раствор. Это поможет обеспечить однородность раствора.

    При использовании тестовой бумаги / индикаторных палочек для измерения pH необходимо также:

    • Убедитесь, что используете только бумагу / палочки, которые ранее не были намочены.
    • Подождите, пока цвет перестанет меняться (максимум 1-2 минуты), прежде чем сопоставить бумагу / стик с цветовым ключом. Не ждите более 5 минут после того, как цвет стабилизируется, иначе он может начать блекнуть и повлиять на точность ваших считываний.

    При использовании pH-метра необходимо также:

    • Внимательно прочтите руководство для pH-метра перед его использованием.
    • Промывайте зонд pH-метра дистиллированной водой перед каждым считыванием.
    • Используйте растворы с известными значениями pH, см. Таблицу 2, чтобы проверить точность калибровки pH-метра.
    • Перед снятием показаний убедитесь, что зонд pH-метра должным образом погружен в раствор.

    Библиография

    Для получения дополнительной информации о кислотах, щелочах и шкале pH, попробуйте эту ссылку:

    Видео о нашей науке

    Солнечная духовка Build A Pizza Box

    Солнечная духовка Build A Pizza Box

    Испытание различных конструкций вертушки

    Испытание различных конструкций вертушки

    Как собрать Brushbot

    .

    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