Chemické vlastnosti kyselin a zásad. Příprava a vlastnosti bází
Báze jsou komplexní sloučeniny, které obsahují dvě hlavní strukturální složky:
- Hydroxo skupina (jedna nebo více). Mimochodem, druhý název pro tyto látky je „hydroxidy“.
- Atom kovu nebo amonný ion (NH4+).
Název báze pochází ze spojení názvů obou jejích složek: například hydroxid vápenatý, hydroxid měďnatý, hydroxid stříbrný atd.
Jediná výjimka z obecného pravidla tvorby báze by měla být zvažována, když hydroxoskupina není navázána na kov, ale na amoniový kationt (NH4+). Tato látka vzniká, když se amoniak rozpustí ve vodě.
Pokud mluvíme o vlastnostech bází, pak je třeba okamžitě poznamenat, že valence hydroxoskupiny je rovna jedné, takže počet těchto skupin v molekule bude přímo záviset na mocenství reagujících kovů. Příkladem jsou v tomto případě vzorce látek jako NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.
Chemické vlastnosti zásad se projevují v jejich reakcích s kyselinami, solemi, jinými zásadami a také v jejich působení na indikátory. Zejména alkálie lze stanovit vystavením jejich roztoku určitému indikátoru. V tomto případě znatelně změní svou barvu: například se změní z bílé na modrou a fenolftalein se změní na karmínový.
Chemické vlastnosti zásad, projevující se jejich interakcí s kyselinami, vedou ke slavným neutralizačním reakcím. Podstatou této reakce je, že atomy kovu, spojující kyselý zbytek, tvoří sůl a hydroxoskupina a vodíkový iont, když se spojí, se přemění na vodu. Tato reakce se nazývá neutralizační, protože po ní nezůstane žádná zásada ani kyselina.
Charakteristické chemické vlastnosti zásad se projevují i jejich reakcí se solemi. Stojí za zmínku, že pouze alkálie reagují s rozpustnými solemi. Strukturní vlastnosti těchto látek vedou v důsledku reakce ke vzniku nové soli a nové, nejčastěji nerozpustné, báze.
Konečně, chemické vlastnosti bází se dokonale projeví při tepelném vystavení jim – zahřívání. Zde je třeba mít při provádění určitých experimentů na paměti, že téměř všechny báze, s výjimkou alkálií, se při zahřívání chovají extrémně nestabilně. Naprostá většina z nich se téměř okamžitě rozloží na odpovídající oxid a vodu. A pokud vezmeme základy kovů, jako je stříbro a rtuť, pak je za normálních podmínek nelze získat, protože se začínají rozkládat již při pokojové teplotě.
Obecné vlastnosti bází jsou dány přítomností OH - iontu v jejich roztocích, který vytváří v roztoku alkalické prostředí (fenolftalein se barví do karmínové, methyloranž se barví do žluta, lakmus se barví do modra).
1. Chemické vlastnosti alkálií:
1) interakce s oxidy kyselin:
2KOH+C02®K2C03+H20;
2) reakce s kyselinami (neutralizační reakce):
2NaOH+ H2SO4®Na2S04 +2H20;
3) interakce s rozpustnými solemi (pouze v případě, že se při působení zásady na rozpustnou sůl vytvoří sraženina nebo se uvolní plyn):
2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2SO 4,
Ba(OH)2+Na2S04®BaSO4¯+2NaOH, KOH(konc.)+NH4Cl(krystalický)®NH3+KCl+H20.
2. Chemické vlastnosti nerozpustných zásad:
1) interakce zásad s kyselinami:
Fe(OH)2+H2S04®FeS04+2H20;
2) rozklad při zahřátí. Při zahřívání se nerozpustné zásady rozkládají na zásaditý oxid a vodu:
Cu(OH)2®CuO+H20
Konec práce -
Toto téma patří do sekce:
Atomová molekulární studia v chemii. Atom. Molekula. Chemický prvek. Mol. Jednoduché složité látky. Příklady
Atomové molekulární nauky v chemii atom molekula chemický prvek mol jednoduché složité látky příklady.. teoretickým základem moderní chemie je atomární molekulární.. atomy jsou nejmenší chemické částice, které jsou limitem chemikálie..
Pokud potřebujete další materiál k tomuto tématu nebo jste nenašli to, co jste hledali, doporučujeme použít vyhledávání v naší databázi prací:
Co uděláme s přijatým materiálem:
Pokud byl pro vás tento materiál užitečný, můžete si jej uložit na svou stránku na sociálních sítích:
| tweet |
Všechna témata v této sekci:
Získávání důvodů
1. Příprava alkálií: 1) interakce alkalických kovů nebo kovů alkalických zemin nebo jejich oxidů s vodou: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H
Názvosloví kyselin
Názvy kyselin jsou odvozeny od prvku, ze kterého se kyselina tvoří. Přitom názvy bezkyslíkatých kyselin mívají koncovku -vodík: HCl - chlorovodíková, HBr - hydrobromová
Chemické vlastnosti kyselin
Obecné vlastnosti kyselin ve vodných roztocích jsou dány přítomností H+ iontů vzniklých během disociace molekul kyselin, takže kyseliny jsou donory protonů: HxAn«xH+
Získávání kyselin
1) interakce oxidů kyselin s vodou: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;
Chemické vlastnosti solí kyselin
1) kyselé soli obsahují atomy vodíku, které se mohou zúčastnit neutralizační reakce, takže mohou reagovat s alkáliemi a přeměnit se na střední nebo jiné kyselé soli - s menším počtem
Získání solí kyselin
Sůl kyseliny lze získat: 1) reakcí neúplné neutralizace vícesytné kyseliny s bází: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H
Zásadité soli.
Bazické (hydroxosoli) jsou soli, které vznikají v důsledku neúplného nahrazení hydroxidových iontů zásady kyselými anionty. Jednotlivé kyselé báze, např. NaOH, KOH,
Chemické vlastnosti bazických solí
1) bazické soli obsahují hydroxoskupiny, které se mohou účastnit neutralizační reakce, takže mohou reagovat s kyselinami a přeměnit se na intermediární soli nebo bazické soli s nižší
Příprava bazických solí
Hlavní sůl lze získat: 1) reakcí neúplné neutralizace zásady kyselinou: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2
Střední soli.
Střední soli jsou produkty úplného nahrazení H+ iontů kyseliny kovovými ionty; lze je také považovat za produkty úplné náhrady OH iontů aniontu báze
Nomenklatura středních solí
V ruské nomenklatuře (používané v technologické praxi) existuje následující pořadí pojmenování solí média: slovo se přidává ke kořeni názvu kyseliny obsahující kyslík
Chemické vlastnosti středních solí
1) Téměř všechny soli jsou iontové sloučeniny, proto se v tavenině a ve vodném roztoku disociují na ionty (při průchodu proudu roztoky nebo roztavenými solemi dochází k procesu elektrolýzy).
Příprava středních solí
Většina metod získávání solí je založena na interakci látek opačné povahy - kovů s nekovy, kyselých oxidů s bazickými, zásad s kyselinami (viz tabulka 2).
Struktura atomu.
Atom je elektricky neutrální částice skládající se z kladně nabitého jádra a záporně nabitých elektronů. Atomové číslo prvku v periodické tabulce prvků se rovná náboji jádra
Složení atomových jader
Jádro se skládá z protonů a neutronů. Počet protonů se rovná atomovému číslu prvku. Počet neutronů v jádře se rovná rozdílu mezi hmotnostním číslem izotopu a
Elektron
Elektrony rotují kolem jádra na určitých stacionárních drahách. Elektron, který se pohybuje po své dráze, nevyzařuje ani neabsorbuje elektromagnetickou energii. Dochází k emisi nebo absorpci energie
Pravidlo pro plnění elektronických úrovní a podúrovní prvků
Počet elektronů, které mohou být na jedné energetické hladině, je určen vzorcem 2n2, kde n je číslo hladiny. Maximální naplnění prvních čtyř energetických úrovní: pro první
Ionizační energie, elektronová afinita, elektronegativita.
Ionizační energie atomu. Energie potřebná k odstranění elektronu z nevybuzeného atomu se nazývá první ionizační energie (potenciál) I: E + I = E+ + e- Ionizační energie
Kovalentní vazba
Ve většině případů, když se vytvoří vazba, jsou elektrony vázaných atomů sdíleny. Tento typ chemické vazby se nazývá kovalentní vazba (předpona „co-“ v latině
Sigma a pí připojení.
Sigma (σ)-, pi (π)-vazby - přibližný popis typů kovalentních vazeb v molekulách různých sloučenin, σ-vazba se vyznačuje tím, že hustota elektronového mraku je maximální
Vznik kovalentní vazby mechanismem donor-akceptor.
Kromě homogenního mechanismu tvorby kovalentní vazby naznačeného v předchozí části existuje heterogenní mechanismus - interakce opačně nabitých iontů - protonu H+ a
Chemická vazba a molekulární geometrie. BI3, PI3
Obrázek 3.1 Adice dipólových prvků v molekulách NH3 a NF3
Polární a nepolární vazba
Kovalentní vazba vzniká v důsledku sdílení elektronů (k vytvoření společných elektronových párů), ke kterému dochází při překrývání elektronových mraků. Ve vzdělání
Iontová vazba
Iontová vazba je chemická vazba, ke které dochází prostřednictvím elektrostatické interakce opačně nabitých iontů. Tedy proces vzdělávání a
Oxidační stav
Valence 1. Valence je schopnost atomů chemických prvků tvořit určitý počet chemických vazeb. 2. Hodnoty valence se pohybují od I do VII (zřídka VIII). Valens
Vodíková vazba
Kromě různých heteropolárních a homeopolárních vazeb existuje ještě jeden speciální typ vazby, který v posledních dvou desetiletích přitahuje stále větší pozornost chemiků. Jedná se o takzvaný vodík
Krystalové mřížky
Krystalová struktura se tedy vyznačuje správným (pravidelným) uspořádáním částic na přesně definovaných místech v krystalu. Když tyto body mentálně spojíte čarami, získáte mezery.
Řešení
Pokud do nádoby s vodou vložíme krystaly kuchyňské soli, cukru nebo manganistanu draselného (manganistanu draselného), pak můžeme pozorovat, jak množství pevné látky postupně klesá. Zároveň voda
Elektrolytická disociace
Roztoky všech látek lze rozdělit do dvou skupin: elektrolyty vedou elektrický proud, neelektrolyty elektrický proud nevedou. Toto rozdělení je podmíněné, protože vše
Disociační mechanismus.
Molekuly vody jsou dipólové, tzn. jeden konec molekuly je nabitý záporně, druhý kladně. Molekula má záporný pól blížící se iontu sodíku a kladný pól blížící se iontu chlóru; obklopit io
Iontový produkt vody
Vodíkový index (pH) je hodnota charakterizující aktivitu nebo koncentraci vodíkových iontů v roztocích. Vodíkový indikátor je označen jako pH. Vodíkový index je číselný
Chemická reakce
Chemická reakce je přeměna jedné látky na jinou. Taková definice však potřebuje jeden významný doplněk. V jaderném reaktoru nebo urychlovači dochází také k přeměně některých látek
Metody uspořádání koeficientů v OVR
Metoda elektronické váhy 1). Zapíšeme rovnici chemické reakce KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Hledání atomů
Hydrolýza
Hydrolýza je proces výměnné interakce mezi ionty solí a vodou, vedoucí k tvorbě mírně disociovaných látek a doprovázený změnou reakce (pH) média. Vůně
Rychlost chemických reakcí
Rychlost reakce je určena změnou molární koncentrace jedné z reaktantů: V = ± ((C2 – C1) / (t2 - t
Faktory ovlivňující rychlost chemických reakcí
1. Povaha reagujících látek. Důležitou roli hraje povaha chemických vazeb a struktura molekul činidla. Reakce probíhají ve směru destrukce méně pevných vazeb a vzniku látek s
Aktivační energie
Srážka chemických částic vede k chemické interakci pouze v případě, že srážející se částice mají energii přesahující určitou specifickou hodnotu. Zvažme jeden druhého
Katalyzátor katalyzátoru
Mnoho reakcí lze urychlit nebo zpomalit zavedením určitých látek. Přidané látky se neúčastní reakce a nejsou během jejího průběhu spotřebovávány, ale mají významný vliv na
Chemická rovnováha
Chemické reakce, které probíhají srovnatelnou rychlostí v obou směrech, se nazývají reverzibilní. Při takových reakcích se tvoří rovnovážné směsi činidel a produktů, jejichž složení
Le Chatelierův princip
Le Chatelierův princip říká, že aby se rovnováha posunula doprava, musíte nejprve zvýšit tlak. Ve skutečnosti, jak se tlak zvyšuje, systém bude „odolat“ nárůstu kon
Faktory ovlivňující rychlost chemické reakce
Faktory ovlivňující rychlost chemické reakce Zvýšení rychlosti Snížení rychlosti Přítomnost chemicky aktivních činidel
Hessův zákon
Použití tabulkových hodnot
Tepelný efekt
Při reakci dochází k porušení vazeb ve výchozích látkách a vzniku nových vazeb v produktech reakce. Protože k vytvoření vazby dochází při uvolnění a k jejímu rozbití dochází při absorpci energie, pak x
3. Hydroxidy
Mezi víceprvkovými sloučeninami jsou významnou skupinou hydroxidy. Některé z nich vykazují vlastnosti zásad (bazických hydroxidů) - NaOH, Ba(OH ) 2 atd.; jiné vykazují vlastnosti kyselin (kyselé hydroxidy) - HNO3, H3PO4 a další. Existují také amfoterní hydroxidy, které v závislosti na podmínkách mohou vykazovat jak vlastnosti zásad, tak vlastnosti kyselin - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 atd.
3.1. Klasifikace, příprava a vlastnosti zásad
Z hlediska teorie elektrolytické disociace jsou báze (bazické hydroxidy) látky, které disociují v roztocích za vzniku OH hydroxidových iontů. - .
Podle moderního názvosloví se obvykle nazývají hydroxidy prvků s uvedením v případě potřeby valence prvku (římskými číslicemi v závorce): KOH - hydroxid draselný, hydroxid sodný NaOH , hydroxid vápenatý Ca(OH ) 2, hydroxid chromitý ( II)-Cr(OH ) 2, hydroxid chromitý ( III) - Cr (OH) 3.
Hydroxidy kovů obvykle se dělí na dvě skupiny: rozpustné ve vodě(tvořeno alkalickými kovy a kovy alkalických zemin - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba a proto se nazývají alkálie) a nerozpustný ve vodě. Hlavní rozdíl mezi nimi je v koncentraci OH iontů - v alkalických roztocích je dosti vysoká, ale u nerozpustných zásad je určena rozpustností látky a je obvykle velmi malá. Nicméně, malé rovnovážné koncentrace OH iontu - i v roztocích nerozpustných zásad jsou vlastnosti této třídy sloučenin určeny.
Podle počtu hydroxylových skupin (kyselosti) , které mohou být nahrazeny kyselým zbytkem, se rozlišují:
Monokyselinové báze - KOH, NaOH;
Dikyselinové báze - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;
Trikyselinové báze - AI (OH) 3, Fe (OH) 3.
Získávání důvodů
1. Obecnou metodou přípravy bází je výměnná reakce, pomocí které lze získat nerozpustné i rozpustné báze:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,
K2S04 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3↓ .
Když se tímto způsobem získají rozpustné báze, vysráží se nerozpustná sůl.
Při přípravě ve vodě nerozpustných bází s amfoterními vlastnostmi je třeba se vyvarovat přebytku alkálie, protože může dojít k rozpuštění amfoterní báze, např.
AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,
Al(OH)3 + KOH = K.
V takových případech se hydroxid amonný používá k získání hydroxidů, ve kterých se nerozpouštějí amfoterní oxidy:
AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl.
Hydroxidy stříbra a rtuti se rozkládají tak snadno, že při pokusu o jejich získání výměnnou reakcí se místo hydroxidů vysrážejí oxidy:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2 KNO 3.
2. Alkálie se v technologii obvykle získávají elektrolýzou vodných roztoků chloridů:
2NaCl + 2H20 = 2NaOH + H2 + Cl2.
(celková elektrolytická reakce)
Alkálie lze také získat reakcí alkalických kovů a kovů alkalických zemin nebo jejich oxidů s vodou:
2 Li + 2 H20 = 2 LiOH + H2,
SrO + H20 = Sr (OH) 2.
Chemické vlastnosti zásad
1. Všechny zásady nerozpustné ve vodě se zahřátím rozkládají na oxidy:
2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca(OH)2 = CaO + H20.
2. Nejcharakterističtější reakcí zásad je jejich interakce s kyselinami - neutralizační reakce. Vstupují do něj jak alkálie, tak nerozpustné zásady:
NaOH + HNO3 = NaN03 + H20,
Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H20.
3. Alkálie interagují s kyselými a amfoterními oxidy:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + AI2O3 = 2NaAl02 + H20.
4. Báze mohou reagovat s kyselými solemi:
2NaHS03 + 2KOH = Na2S03 + K2S03 + 2H20,
Ca(HC03)2 + Ba(OH)2 = BaC03↓ + CaC03 + 2H20.
Cu(OH)2 + 2NaHS04 = CuS04 + Na2S04 + 2H20.
5. Zvláště je třeba zdůraznit schopnost alkalických roztoků reagovat s některými nekovy (halogeny, síra, bílý fosfor, křemík):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (v chladu),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H20 (při zahřátí),
6KOH + 3S = K2S03 + 2K2S + 3H20,
3KOH + 4P + 3H20 = PH3 + 3KH2P02,
2NaOH + Si + H20 = Na2Si03 + 2H2.
6. Koncentrované roztoky alkálií jsou navíc po zahřátí schopné rozpouštět i některé kovy (ty, jejichž sloučeniny mají amfoterní vlastnosti):
2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na + 3H 2,
Zn + 2KOH + 2H20 = K2 + H2.
Alkalické roztoky mají pH> 7 (alkalické prostředí), změnit barvu indikátorů (lakmus - modrá, fenolftalein - fialová).
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina
Po přečtení článku budete schopni rozdělit látky na soli, kyseliny a zásady. Článek popisuje, jaké je pH roztoku a jaké obecné vlastnosti mají kyseliny a zásady.
Stejně jako kovy a nekovy jsou kyseliny a zásady rozdělením látek na základě podobných vlastností. První teorie kyselin a zásad patřila švédskému vědci Arrheniusovi. Podle Arrhenia je kyselina třída látek, které se při reakci s vodou disociují (rozpadají se) a tvoří vodíkový kationt H +. Arrheniovy báze ve vodném roztoku tvoří OH - anionty. Další teorie byla navržena v roce 1923 vědci Bronstedem a Lowrym. Brønsted-Lowryho teorie definuje kyseliny jako látky schopné darovat proton v reakci (vodíkový kation se v reakcích nazývá proton). Báze jsou tedy látky, které mohou v reakci přijmout proton. V současnosti relevantní teorií je Lewisova teorie. Lewisova teorie definuje kyseliny jako molekuly nebo ionty schopné přijímat elektronové páry, a tím vytvářet Lewisovy adukty (adukt je sloučenina vzniklá spojením dvou reaktantů bez tvorby vedlejších produktů).
V anorganické chemii se kyselinou zpravidla rozumí kyselina Bronsted-Lowry, tedy látky schopné darovat proton. Pokud mají na mysli definici Lewisovy kyseliny, pak se v textu taková kyselina nazývá Lewisova kyselina. Tato pravidla platí pro kyseliny a zásady.
Disociace
Disociace je proces rozkladu látky na ionty v roztocích nebo taveninách. Například disociace kyseliny chlorovodíkové je rozklad HCl na H + a Cl -.
Vlastnosti kyselin a zásad
Báze mají tendenci být na dotek mýdlové, zatímco kyseliny obecně chutnají kysele.
Když báze reaguje s mnoha kationty, vytvoří se sraženina. Když kyselina reaguje s anionty, obvykle se uvolňuje plyn.
Běžně používané kyseliny:
H2O, H3O+, CH3CO2H, H2SO4, HSO4-, HCl, CH30H, NH3
Běžně používané základy:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −
Silné a slabé kyseliny a zásady
Silné kyseliny
Takové kyseliny, které se ve vodě zcela disociují a vytvářejí vodíkové kationty H + a anionty. Příkladem silné kyseliny je kyselina chlorovodíková HCl:
HCl (roztok) + H 2 O (l) → H 3 O + (roztok) + Cl - (roztok)
Příklady silných kyselin: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
Seznam silných kyselin
- HCl – kyselina chlorovodíková
- HBr - bromovodík
- HI - jodovodík
- HNO 3 - kyselina dusičná
- HClO 4 - kyselina chloristá
- H 2 SO 4 - kyselina sírová
Slabé kyseliny
Pouze částečně rozpuštěné ve vodě, například HF:
HF (roztok) + H2O (l) → H3O + (roztok) + F - (roztok) - při takové reakci se nedisociuje více než 90 % kyseliny:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Silné a slabé kyseliny lze rozlišit měřením vodivosti roztoků: vodivost závisí na počtu iontů, čím silnější je kyselina, tím je disociovanější, proto čím silnější kyselina, tím vyšší vodivost.
Seznam slabých kyselin
- HF fluorovodík
- H3PO4 fosforečná
- H 2 SO 3 sirnatá
- H2S sirovodík
- H 2 CO 3 uhlí
- H 2 SiO 3 křemík
Silné důvody
Silné báze se ve vodě zcela disociují:
NaOH (roztok) + H 2 O ↔ NH 4
Mezi silné zásady patří hydroxidy kovů první (zásadité, alkalické kovy) a druhé (alkalinotherreny, kovy alkalických zemin) skupiny.
Seznam silných základen
- NaOH hydroxid sodný (louh sodný)
- KOH hydroxid draselný (kaustická potaš)
- LiOH hydroxid lithný
- Ba(OH)2 hydroxid barnatý
- Ca(OH) 2 hydroxid vápenatý (hašené vápno)
Slabé základy
Při reverzibilní reakci v přítomnosti vody vytváří OH - ionty:
NH 3 (roztok) + H 2 O ↔ NH + 4 (roztok) + OH - (roztok)
Nejslabšími bázemi jsou anionty:
F - (roztok) + H 2 O ↔ HF (roztok) + OH - (roztok)
Seznam slabých bází
- Mg(OH)2 hydroxid hořečnatý
- Fe(OH)2 hydroxid železitý
- Hydroxid zinečnatý Zn(OH)2
- NH4OH hydroxid amonný
- hydroxid železitý Fe(OH)3
Reakce kyselin a zásad
Silná kyselina a silná báze
Tato reakce se nazývá neutralizace: když je množství činidel dostatečné k úplné disociaci kyseliny a zásady, výsledný roztok bude neutrální.
Příklad:
H30 + + OH - ↔ 2H20
Slabá zásada a slabá kyselina
Obecný typ reakce:
Slabá báze (roztok) + H 2 O ↔ Slabá kyselina (roztok) + OH - (roztok)
Silná báze a slabá kyselina
Báze disociuje úplně, kyselina disociuje částečně, výsledný roztok má slabé vlastnosti zásady:
HX (roztok) + OH - (roztok) ↔ H 2 O + X - (roztok)
Silná kyselina a slabá báze
Kyselina se zcela disociuje, báze nedisociuje úplně:
Disociace vody
Disociace je rozpad látky na její dílčí molekuly. Vlastnosti kyseliny nebo zásady závisí na rovnováze, která je přítomna ve vodě:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (roztok) + OH - (roztok)
Kc = / 2
Rovnovážná konstanta vody při t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, dále platí rovnost: = 10 -14, která se nazývá disociační konstanta vody. Pro čistou vodu = = 10 -7, tedy -lg = 7,0.
Tato hodnota (-lg) se nazývá pH – vodíkový potenciál. Pokud pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, pak má látka základní vlastnosti.
Metody stanovení pH
Instrumentální metoda
Speciální zařízení, pH metr, je zařízení, které převádí koncentraci protonů v roztoku na elektrický signál.
Ukazatele
Látka, která mění barvu v určitém rozsahu pH v závislosti na kyselosti roztoku, pomocí několika indikátorů lze dosáhnout poměrně přesného výsledku.
Sůl
Sůl je iontová sloučenina tvořená kationtem jiným než H+ a aniontem jiným než O2-. Ve slabém vodném roztoku se soli zcela disociují.
Stanovit acidobazické vlastnosti solného roztoku, je nutné určit, které ionty jsou v roztoku přítomny a zvážit jejich vlastnosti: neutrální ionty vzniklé ze silných kyselin a zásad neovlivňují pH: ve vodě neuvolňují ionty H + ani OH -. Například Cl-, NO-3, SO 2- 4, Li+, Na+, K+.
Anionty vzniklé ze slabých kyselin vykazují alkalické vlastnosti (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3), kationty s alkalickými vlastnostmi neexistují.
Všechny kationty kromě kovů první a druhé skupiny mají kyselé vlastnosti.
Tlumivý roztok
Roztoky, které si udrží hodnotu pH, když se přidá malé množství silné kyseliny nebo silné zásady, se skládají hlavně z:
- Směs slabé kyseliny, její odpovídající soli a slabé báze
- Slabá zásada, odpovídající sůl a silná kyselina
K přípravě tlumivého roztoku o určité kyselosti je nutné smíchat slabou kyselinu nebo zásadu s příslušnou solí, přičemž je třeba vzít v úvahu:
- Rozsah pH, ve kterém bude roztok pufru účinný
- Kapacita roztoku – množství silné kyseliny nebo silné zásady, které lze přidat bez ovlivnění pH roztoku
- Nemělo by docházet k nežádoucím reakcím, které by mohly změnit složení roztoku
Test:
Báze, amfoterní hydroxidy
Báze jsou komplexní látky skládající se z atomů kovů a jedné nebo více hydroxylových skupin (-OH). Obecný vzorec je Me + y (OH) y, kde y je počet hydroxoskupin rovný oxidačnímu stavu kovu Me. Tabulka ukazuje klasifikaci bází.
Vlastnosti alkálií, hydroxidů alkalických kovů a kovů alkalických zemin
1. Vodné roztoky alkálií jsou na dotek mýdlové a mění barvu indikátorů: lakmusový - modrý, fenolftalein - karmínový.
2. Vodné roztoky disociují:
3. Interakce s kyselinami, vstup do výměnné reakce:
Polykyselinové báze mohou poskytovat střední a zásadité soli:
4. Reagujte s kyselými oxidy za vzniku prostředí a kyselých solí v závislosti na zásaditosti kyseliny odpovídající tomuto oxidu:
5. Interakce s amfoterními oxidy a hydroxidy:
a) fúze:
b) v řešeních:
6. Interagujte se solemi rozpustnými ve vodě, pokud se vytvoří sraženina nebo plyn:
Nerozpustné zásady (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 atd.) interagují s kyselinami a při zahřívání se rozkládají:
Amfoterní hydroxidy
Amfoterní sloučeniny jsou sloučeniny, které v závislosti na podmínkách mohou být jak donory vodíkových kationtů a vykazovat kyselé vlastnosti, tak jejich akceptory, tj. mají zásadité vlastnosti.
Chemické vlastnosti amfoterních sloučenin
1. Při interakci se silnými kyselinami vykazují základní vlastnosti:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20
2. Interakce s alkáliemi - silné zásady, vykazují kyselé vlastnosti:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( komplexní sůl)
Al(OH)3 + NaOH = Na ( komplexní sůl)
Komplexní sloučeniny jsou takové, ve kterých je alespoň jedna kovalentní vazba tvořena mechanismem donor-akceptor.
Obecný způsob přípravy bází je založen na výměnných reakcích, pomocí kterých lze získat nerozpustné i rozpustné báze.
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K2C03 + Ba(OH)2 = 2 KOH + BaCO3 ↓
Když se tímto způsobem získají rozpustné báze, vysráží se nerozpustná sůl.
Při přípravě ve vodě nerozpustných bází s amfoterními vlastnostmi je třeba se vyvarovat přebytku alkálie, protože může dojít k rozpuštění amfoterní báze, například:
AICI3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCI
V takových případech se hydroxid amonný používá k získání hydroxidů, ve kterých se nerozpouštějí amfoterní hydroxidy:
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4Cl
Hydroxidy stříbra a rtuti se rozkládají tak snadno, že při pokusu o jejich získání výměnnou reakcí se místo hydroxidů vysrážejí oxidy:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2 KNO 3
V průmyslu se alkálie obvykle získávají elektrolýzou vodných roztoků chloridů.
2NaCl + 2H20 → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2
Alkálie lze také získat reakcí alkalických kovů a kovů alkalických zemin nebo jejich oxidů s vodou.
2Li + 2H20 = 2LiOH + H2
SrO + H20 = Sr(OH)2
Kyseliny
Kyseliny jsou složité látky, jejichž molekuly se skládají z atomů vodíku, které mohou být nahrazeny atomy kovů a kyselými zbytky. Za normálních podmínek mohou být kyseliny pevné (fosforečná H 3 PO 4; křemík H 2 SiO 3) a kapalné (v čisté formě bude kyselina sírová H 2 SO 4 kapalná).
Plyny jako chlorovodík HCl, bromovodík HBr, sirovodík H 2 S tvoří ve vodných roztocích odpovídající kyseliny. Počet vodíkových iontů vytvořených každou molekulou kyseliny během disociace určuje náboj zbytku kyseliny (anion) a zásaditost kyseliny.
Podle protolytická teorie kyselin a zásad, navrhl současně dánský chemik Brønsted a anglický chemik Lowry, kyselina je látka odštěpení s touto reakcí protony, A základ- látka, která může přijímat protony.
kyselina → zásada + H +
Na základě takových představ je to jasné základní vlastnosti amoniaku, který díky přítomnosti osamoceného elektronového páru na atomu dusíku účinně přijímá proton při interakci s kyselinami a vytváří amoniový ion prostřednictvím vazby donor-akceptor.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
kyselá zásada kyselá zásada
Obecnější definice kyselin a zásad navrhl americký chemik G. Lewis. Navrhl, že acidobazické interakce jsou úplné nemusí nutně nastat při přenosu protonů. Při Lewisově stanovení kyselin a zásad hraje hlavní roli v chemických reakcích elektronové páry
Nazývají se kationty, anionty nebo neutrální molekuly, které mohou přijmout jeden nebo více párů elektronů Lewisovy kyseliny.
Například fluorid hlinitý AlF3 je kyselina, protože je schopen přijmout elektronový pár při interakci s amoniakem.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Kationty, anionty nebo neutrální molekuly schopné darovat elektronové páry se nazývají Lewisovy báze (amoniak je báze).
Lewisova definice pokrývá všechny acidobazické procesy, které byly zvažovány dříve navrženými teoriemi. Tabulka porovnává v současnosti používané definice kyselin a zásad.
Názvosloví kyselin
Protože existují různé definice kyselin, jejich klasifikace a nomenklatura jsou spíše libovolné.
Podle počtu atomů vodíku schopných eliminace ve vodném roztoku se kyseliny dělí na jednosložkový(např. HF, HNO 2), dibazický(H2C03, H2S04) a tribasic(H3P04).
Podle složení kyseliny se dělí na bez kyslíku(HCI, H2S) a obsahující kyslík(HC104, HN03).
Obvykle názvy kyselin obsahujících kyslík jsou odvozeny od názvu nekovu s přidáním koncovek -kai, -vaya, pokud je oxidační stav nekovu roven číslu skupiny. Jak se oxidační stav snižuje, mění se přípony (v pořadí klesajícího oxidačního stavu kovu): -neprůhledný, rezavý, -ovovitý:
Uvážíme-li polaritu vazby vodík-nekov v periodě, můžeme polaritu této vazby snadno vztáhnout k poloze prvku v periodické tabulce. Z atomů kovů, které snadno ztrácejí valenční elektrony, přijímají atomy vodíku tyto elektrony, vytvářejí stabilní dvouelektronový obal jako obal atomu helia a dávají iontové hydridy kovů.
Ve vodíkových sloučeninách prvků skupin III-IV periodické tabulky tvoří bor, hliník, uhlík a křemík kovalentní, slabě polární vazby s atomy vodíku, které nejsou náchylné k disociaci. U prvků skupin V-VII periodické tabulky se v průběhu periody polarita vazby nekov-vodík zvyšuje s nábojem atomu, ale rozložení nábojů ve výsledném dipólu je jiné než u vodíkových sloučenin prvků, které mají tendenci darovat elektrony. Nekovové atomy, které vyžadují několik elektronů k dokončení elektronového obalu, přitahují (polarizují) pár vazebných elektronů tím silněji, čím větší je jaderný náboj. Proto v řadě CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF nebo SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl se vazby s atomy vodíku, i když zůstávají kovalentní, stávají polárnějšími a atom vodíku v dipól prvek-vodíková vazba se stává elektropozitivnějším. Pokud se polární molekuly ocitnou v polárním rozpouštědle, může dojít k procesu elektrolytické disociace.
Pojďme diskutovat o chování kyselin obsahujících kyslík ve vodných roztocích. Tyto kyseliny mají vazbu H-O-E a polarita vazby H-O je přirozeně ovlivněna vazbou O-E. Proto se tyto kyseliny zpravidla disociují snadněji než voda.
H2SO3 + H20 ⇆ H30 + + HSO3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3
Podívejme se na pár příkladů vlastnosti kyselin obsahujících kyslík, tvořené prvky, které jsou schopny vykazovat různé stupně oxidace. Je známo že kyselina chlorná HC1O velmi slabá kyselina chloritá HCl02 také slabý, ale silnější než chlorná, kyselina chlorná HClO 3 silný. Kyselina chloristá HClO 4 je jednou z nejsilnější anorganické kyseliny.
Pro kyselou disociaci (s eliminací iontu H) je nutné štěpení vazby O-H. Jak lze vysvětlit pokles pevnosti této vazby v řadě HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? V této řadě se zvyšuje počet atomů kyslíku spojených s centrálním atomem chloru. Pokaždé, když se vytvoří nová vazba kyslík-chlor, je elektronová hustota čerpána z atomu chloru, a tedy z jednoduché vazby O-Cl. V důsledku toho elektronová hustota částečně opouští vazbu O-H, která je v důsledku toho oslabena.
Tento vzor - posílení kyselých vlastností se zvyšujícím se stupněm oxidace centrálního atomu - charakteristické nejen pro chlór, ale i pro další prvky. Například kyselina dusičná HNO 3, ve které je oxidační stav dusíku +5, je silnější než kyselina dusitá HNO 2 (oxidační stav dusíku je +3); kyselina sírová H 2 SO 4 (S +6) je silnější než kyselina siřičitá H 2 SO 3 (S +4).
Získávání kyselin
1. Lze získat kyseliny bez kyslíku přímou kombinací nekovů s vodíkem.
H2 + Cl2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Lze získat některé kyseliny obsahující kyslík interakce oxidů kyselin s vodou.
3. Lze získat jak kyseliny bez kyslíku, tak kyseliny obsahující kyslík metabolickými reakcemi mezi solemi a jinými kyselinami.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr
CuS04 + H2S = H2S04 + CuS↓
FeS + H2S04 (pa zb) = H2S + FeSO4
NaCl (T) + H2S04 (konc) = HCl + NaHS04
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20
4. Některé kyseliny lze získat pomocí redoxních reakcí.
H202 + S02 = H2S04
3P + 5HNO3 + 2H20 = ZN3PO4 + 5NO2
Kyselá chuť, vliv na indikátory, elektrická vodivost, interakce s kovy, zásadité a amfoterní oxidy, zásady a soli, tvorba esterů s alkoholy – tyto vlastnosti jsou společné pro anorganické a organické kyseliny.
lze rozdělit na dva typy reakcí:
1) jsou běžné Pro kyseliny reakce jsou spojeny s tvorbou hydroniového iontu H 3 O + ve vodných roztocích;
2) charakteristický(tedy charakteristické) reakce specifické kyseliny.
Vodíkový iont může vstoupit dovnitř redoxní reakce, redukce na vodík, stejně jako ve složené reakci se záporně nabitými nebo neutrálními částicemi, které mají osamocené páry elektronů, tzn. acidobazické reakce.
Mezi obecné vlastnosti kyselin patří reakce kyselin s kovy v napěťové řadě až po vodík, např.:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
Acidobazické reakce zahrnují reakce s bazickými oxidy a bázemi, stejně jako s meziprodukty, bazickými a někdy kyselými solemi.
2 CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H20
Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2C02 + 2H20
2KHS03 + H2SO4 = K2S04 + 2SO2 + 2H20
Všimněte si, že vícesytné kyseliny disociují postupně a v každém následujícím kroku je disociace obtížnější, proto se při přebytku kyseliny nejčastěji tvoří kyselé soli, spíše než průměrné.
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca (H2PO4)2
Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S
NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20
KOH + H2S = KHS + H20
Na první pohled se může vznik kyselých solí zdát překvapivý jednosložkový kyselina fluorovodíková. Tuto skutečnost však lze vysvětlit. Na rozdíl od všech ostatních halogenovodíkových kyselin je kyselina fluorovodíková v roztocích částečně polymerizovaná (vzhledem k tvorbě vodíkových vazeb) a mohou se v ní vyskytovat různé částice (HF) X, konkrétně H 2 F 2, H 3 F 3 atd.
Zvláštní případ acidobazické rovnováhy - reakce kyselin a zásad s indikátory, které mění svou barvu v závislosti na kyselosti roztoku. Indikátory se používají v kvalitativní analýze k detekci kyselin a zásad v řešeních.
Nejčastěji používané indikátory jsou lakmus(PROTI neutrálníživotní prostředí nachový, PROTI kyselý - Červené, PROTI zásadité - modrá), methylová oranž(PROTI kyselýživotní prostředí Červené, PROTI neutrální - oranžový, PROTI zásadité - žlutá), fenolftalein(PROTI vysoce alkalickéživotní prostředí malinová červená, PROTI neutrální a kyselé - bezbarvý).
Specifické vlastnosti různé kyseliny mohou být dvojího typu: za prvé, reakce vedoucí k tvorbě nerozpustné soli, a za druhé, redoxní transformace. Pokud jsou reakce spojené s přítomností iontu H + společné pro všechny kyseliny (kvalitativní reakce pro detekci kyselin), používají se jako kvalitativní reakce pro jednotlivé kyseliny specifické reakce:
Ag + + Cl - = AgCl (bílá sraženina)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (bílá sraženina)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (žlutá sraženina)
Některé specifické reakce kyselin jsou způsobeny jejich redoxními vlastnostmi.
Anoxické kyseliny ve vodném roztoku lze pouze oxidovat.
2KMnO 4 + 16HCl = 5 Сl 2 + 2 КСl + 2 МnСl 2 + 8 Н 2 O
H2S + Br2 = S + 2НВг
Kyslík obsahující kyseliny lze oxidovat pouze tehdy, je-li centrální atom v nich v nižším nebo středním oxidačním stavu, jako například v kyselině siřičité:
H2SO3 + Cl2 + H20 = H2SO4 + 2HCl
Mnoho kyselin obsahujících kyslík, ve kterých má centrální atom maximální oxidační stav (S +6, N +5, Cr +6), vykazuje vlastnosti silných oxidačních činidel. Koncentrovaná H 2 SO 4 je silné oxidační činidlo.
Cu + 2H2S04 (konc) = CuS04 + SO2 + 2H20
Pb + 4HN03 = Pb(N03)2 + 2NO2 + 2H20
C + 2H2S04 (konc) = CO2 + 2SO2 + 2H20
Je třeba mít na paměti, že:
- Kyselé roztoky reagují s kovy, které jsou v elektrochemické napěťové řadě nalevo od vodíku, za řady podmínek, z nichž nejdůležitější je tvorba rozpustné soli v důsledku reakce. Interakce HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) s kovy probíhá odlišně.
Koncentrovaná kyselina sírová za studena pasivuje hliník, železo a chrom.
- Ve vodě se kyseliny disociují na vodíkové kationty a anionty zbytků kyselin, například:
- Anorganické a organické kyseliny reagují s bazickými a amfoterními oxidy za předpokladu, že se vytvoří rozpustná sůl:
- Obě kyseliny reagují se zásadami. Vícesytné kyseliny mohou tvořit intermediární i kyselé soli (jedná se o neutralizační reakce):
- K reakci mezi kyselinami a solemi dochází pouze tehdy, když se vytvoří sraženina nebo plyn:
Interakce H 3 PO 4 s vápencem se zastaví v důsledku tvorby poslední nerozpustné sraženiny Ca 3 (PO 4) 2 na povrchu.
Zvláštnosti vlastností dusičné HNO 3 a koncentrovaných sírových H 2 SO 4 (konc.) kyselin jsou dány tím, že při jejich interakci s jednoduchými látkami (kovy a nekovy) nebudou oxidačními činidly kationty H + , ale dusičnanové a síranové ionty. Je logické očekávat, že v důsledku takových reakcí nevznikne vodík H2, ale získají se další látky: nutně sůl a voda, stejně jako jeden z produktů redukce dusičnanových nebo síranových iontů, v závislosti na koncentraci. kyselin, poloha kovu v napěťové řadě a reakční podmínky (teplota, stupeň mletí kovu atd.).
Tyto rysy chemického chování HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) názorně ilustrují tezi teorie chemické struktury o vzájemném ovlivňování atomů v molekulách látek.
Pojmy volatilita a stabilita (stabilita) jsou často zaměňovány. Těkavé kyseliny jsou kyseliny, jejichž molekuly snadno přecházejí do plynného stavu, to znamená, že se vypařují. Například kyselina chlorovodíková je těkavá, ale stabilní kyselina. Není možné posoudit těkavost nestabilních kyselin. Například netěkavá nerozpustná kyselina křemičitá se rozkládá na vodu a Si02. Vodné roztoky kyseliny chlorovodíkové, dusičné, sírové, fosforečné a řady dalších kyselin jsou bezbarvé. Vodný roztok kyseliny chromové H 2 CrO 4 má žlutou barvu a kyselina manganová HMnO 4 karmínovou.
Referenční materiál pro složení testu:
Mendělejevův stůl
Tabulka rozpustnosti
