Содержание

Химические свойства оснований — урок. Химия, 8 класс.

Химические свойства гидроксида металла во многом зависят от того, к какой группе он принадлежит — к щелочам или к нерастворимым основаниям.

Общие химические свойства щелочей

1. Кристаллы щелочей при растворении в воде полностью диссоциируют, то есть распадаются на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы.

 

A) Например, при диссоциации гидроксида натрия образуются положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные гидроксид-ионы:

NaOH→Na++OH−.

 

Б) Процесс диссоциации гидроксида кальция отображается следующим уравнением:

Ca(OH)2→Ca2++2OH−.

 

2. Растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.

 

Фактически с индикатором взаимодействуют гидроксид-ионы, содержащиеся в растворе любой щёлочи. При этом протекает химическая реакция с образованием нового продукта, признаком протекания которой является изменение окраски вещества.

 

Изменение окраски индикаторов в растворах щелочей

 

Индикатор

Изменение окраски индикатора

Лакмус

Фиолетовый лакмус становится синим

Фенолфталеин

Беcцветный фенолфталеин становится

малиновым

Универсальный

индикатор

Универсальный индикатор становится

синим

 

Видеофрагмент:

Действие щелочей на индикаторы

 

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

Реакция нейтрализации — частный случай реакции обмена: при взаимодействии щелочи и кислоты образуются соль и вода.

А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с соляной кислотой образуются хлорид натрия и вода: NaOH+HCl→NaCl+h3O.

 

Видеофрагмент:

Взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой

 

Б) Если нейтрализовать гидроксид кальция азотной кислотой, образуются нитрат кальция и вода:

Ca(OH)2+2HNO3→Ca(NO3)2+2h3O.

 

4. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль и воду.

  

А) Например, при взаимодействии гидроксида кальция с оксидом углерода(\(IV\)) т. е. углекислым газом, образуются карбонат кальция и вода:

Ca(OH)2+CO2→CaCO3↓+h3O.

 

Обрати внимание!

При помощи этой химической реакции можно доказать присутствие оксида углерода(\(IV\)): при пропускании углекислого газа через известковую воду (насыщенный раствор гидроксида кальция) раствор мутнеет, поскольку выпадает осадок белого цвета — образуется нерастворимый карбонат кальция.

Б) При взаимодействии гидроксида натрия с оксидом фосфора(\(V\)) образуются фосфат натрия и вода:

6NaOH+P2O5→2Na3PO4+3h3O.

 

5. Щёлочи могут взаимодействовать с растворимыми в воде солями.

 

Обрати внимание!

Реакция обмена между основанием и солью возможна в том случае, если оба исходных вещества растворимы, а в результате образуется хотя бы одно нерастворимое вещество (выпадает осадок).

А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с сульфатом меди(\(II\)) образуются сульфат натрия и гидроксид меди(\(II\)):

2NaOH+CuSO4→Na2SO4+Cu(OH)2↓.

 

Б) При взаимодействии гидроксида кальция с карбонатом натрия образуются карбонат кальция и гидроксид натрия:

Ca(OH)2+Na2CO3→CaCO3↓+2NaOH.

 

6. Малорастворимые щёлочи при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

  

Например, если нагреть гидроксид кальция, образуются оксид кальция и водяной пар:

Ca(OH)2⟶t°CaO+h3O↑.

 

Общие химические свойства нерастворимых оснований

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

 

А) Например, при взаимодействии гидроксида меди(\(II\)) с серной кислотой образуются сульфат меди(\(II\)) и вода:

Cu(OH)2+h3SO4→CuSO4+2h3O.

 

Б) При взаимодействии гидроксида железа(\(III\)) с соляной (хлороводородной) кислотой образуются хлорид железа(\(III\)) и вода:

Fe(OH)3+3HCl→FeCl3+3h3O.

 

Видеофрагмент:

Взаимодействие гидроксида железа(\(III\)) с соляной кислотой

 

2. Некоторые нерастворимые основания могут взаимодействовать с некоторыми кислотными оксидами, образуя соль и воду.

  

Например, при взаимодействии гидроксида меди(\(II\)) с оксидом серы(\(VI\)) образуются сульфат меди(\(II\)) и вода:

Cu(OH)2+SO3⟶t°CuSO4+h3O.

 

3. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

  

А) Например, при нагревании гидроксида меди(\(II\)) образуются оксид меди(\(II\)) и вода:

 Cu(OH)2⟶t°CuO+h3O.

 

Видеофрагмент:

Разложение гидроксида меди(\(II\))

 

Б) Гидроксид железа(\(III\)) при нагревании разлагается на оксид железа(\(III\)) и воду:

2Fe(OH)3⟶t°Fe2O3+3h3O.

Основания. Что это такое? Свойства, примеры, определение

Химические свойства оснований

Растворы щелочей изменяют окраску индикатора

Гидроксид-ионы, которые содержатся в растворе щелочи, взаимодействуют с индикатором, образуя новые соединения. Признак реакции — окраска раствора.

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи вступают в реакцию с любыми кислотными оксидами. Нерастворимые основания взаимодействуют только с кислотными оксидами, которые соответствуют сильным кислотам.

Кислотный оксид + основание = соль + вода

Например: N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O

Взаимодействие с кислотами

Щелочи вступают в реакцию со всеми кислотами. Нерастворимые основания могут взаимодействовать только с сильными кислотами.

Основание + кислота = соль + вода

Например: Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O

Взаимодействие основания с кислотой называют

реакцией нейтрализации — это частный случай реакции обмена.

Взаимодействие с солями

Основания взаимодействуют с растворимыми солями по обменному механизму. В результате такой реакции должен выделиться осадок или газ (CO2, SO2, NH3).

Основание + соль = другое основание + другая соль

Например: KOH + MgSO4 = Mg(OH)2↓ + K2SO4

Термическое разложение

При нагревании нерастворимые основания разлагаются на соответствующий оксид (степень окисления металла остается неизменной) и воду.

Нерастворимое основание оксид металла + вода

Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочами

Продукты реакции зависят от условий ее проведения.

  • При сплавлении двух оснований:

    Амфотерный гидроксид (тв) + щелочь (тв) = средняя соль + вода

    Например: Al(OH)3 + KOH = KAlO

    2 + 2H2O

  • Если реакция проводится в растворе:

    Амфотерный гидроксид (р-р) + щелочь (р-р) = комплексная соль

    Например: Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4]

Получение оснований

Взаимодействие металла с водой

Активные металлы (металлы групп IA и IIA, кроме Be и Mg) активно взаимодействуют с водой при обычных условиях с образованием щелочей.

Нерастворимые основания данным способом получить невозможно, за исключением Mg(OH)2.

Металл + вода = гидроксид металла + водород

Например: Na + H2O = NaOH + H2

Гидроксид магния можно получить данным способом, но только при нагревании:

Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой

Этим способом получают только растворимые в воде основания.

Оксид металла + вода = щелочь

Например: CaO + H2O = Ca(OH)

2

Электролиз

Гидроксид натрия и калия в промышленности получают с помощью электролиза — через раствор хлорида калия проводят постоянный электрический ток:

KCl + H2O = KOH + H2↑ + Cl2

Электролиз хлорида натрия протекает по аналогичной схеме.

Получение нерастворимых оснований при взаимодействии соли со щелочью

Растворимая соль + щелочь = нерастворимое основание + другая соль

Например: Cu(NO3)2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KNO3

Вопросы для самопроверки

  1. Вспомните определение оснований и приведите 2 примера этих веществ.

  2. Какие виды оснований существуют? Чем они отличаются?

  3. К какому виду оснований относится Zn(OH)2?

  4. Взаимодействуют ли основания с основными оксидами? Приведите примеры веществ, с которыми основания вступают в реакцию.

  5. Можно ли получить гидроксид алюминия с помощью взаимодействия алюминия с водой?

Основания и другие темы по химии изучать интереснее, когда понимаешь, как применять знания в реальной жизни. На онлайн-курсах по химии в Skysmart преподаватели приводят яркие примеры: от процессов в природе до использования химических реакций в промышленности. Приходите учиться — вводный урок бесплатный!

ЕГЭ. Химические свойства оснований

Химические свойства оснований

1. Щелочи (растворимые основания) из металлов реагируют только с Zn, Be и Al:

Zn + 2NaOH + 2h3O →  Na2[Zn(OH)4] + h3­

Be + 2NaOH + 2h3O →  Na2[Be(OH)4] + h3­

2Al + 2NaOH + 6h3O →  2Na[Al(OH)4] + 3h3

 

Cr + NaOH →  реакция не идет

Fe + NaOH →  реакция не идет

 

2. Щелочи из неметаллов реагируют только с S, P, Si и галогенами:

3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3h3O              

P4 + 3NaOH + 3h3O → Ph4­ + 3Nah3PO2 (t°, гипофосфит натрия)

Si + 2NaOH + h3O → Na2SiO3 + 2h3­

 

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + h3O (аналогично для Br2, I2)                  

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3h3O (при нагревании, аналогично для Br2, I2).

2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + h3O (продукты этой реакции на ЕГЭ не проверяются, но необходимо знать, что реакция протекает)

 

3. Основания взаимодействуют с кислотами с образованием средних, кислых или основных солей. Тип соли зависит от соотношения реагентов: например, в избытке кислоты образуются кислые соли.
Условие: один из реагентов должен быть растворимым.

 

h3SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2h3O (соотношение реагентов 1:2)
h3SO4 + KOH → KHSO4 + h3O (соотношение реагентов 1:1)

HCl + Cu(OH)2 → CuOHCl + h3O или
2HCl + Cu(OH)2 → CuCl2 + 2h3O

h3SiO3 + Cu(OH)2 → реакция не идет, так как и h3SiO3 и Cu(OH)2 нерастворимые.

 

4. Основания взаимодействуют с солями
Условие:
 1) оба реагента должны быть растворимыми; 2) должен выпадать осадок или выделяться газ.

 

2NaOH + ZnCl2 → Zn(OH)2 + 2NaCl
NaOH + Nh5NO3 → Nh4 + NaNO3 + h3O

Cu(OH)2 + NaNO3 → реакция не идет, так как гидроксид меди (II) нерастворим.

 

5. Основания реагируют с кислотными оксидами. Если оксид в избытке образуется кислая соль:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + h3O
Ca(OH)2 + 2CO2 → Ca(HCO3)2

 

6. Щелочи реагируют с амфотерными оксидами:

1) реакции в растворе:

ZnO + 2NaOH + h3O → Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)
BeO + 2NaOH + h3O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)
Al2O3 + 2NaOH + 3h3O → 2Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)

 

2) реакции при сплавлении:

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + h3O (цинкат натрия)
BeO + 2NaOH → Na2BeO2 + h3O (бериллат натрия)
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + h3O (метаалюминат натрия)

 

7. Щелочи реагируют с амфотерными гидроксидами:

1) реакции в растворе:

Zn(OH)2 + NaOH → Na2[Zn(OH)4]
Be(OH)2 + NaOH → Na2[Be(OH)4]
Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

 

2) реакции при сплавлении:

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2h3O (кислота: h3ZnO2)
Be(OH)2 + 2NaOH → Na2BeO2 + 2h3O (кислота: h3BeO2)
Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2h3O (кислота: HAlO2)

 

8. Нерастворимые основания (а также Ca(OH)2 и LiOH) разлагаются при нагревании:

Ca(OH)2 → CaO + h3O
2LiOH → Li2O + h3O

Mg(OH)2 → MgO + h3O
Fe(OH)2 → FeO + h3O
Cu(OH)2 → CuO + h3O.

Физические и химические свойства оснований

Все неорганические основания классифицируют на растворимые в воде (щелочи) – NaOH, KOH и нерастворимые в воде (Ba(OH)2, Ca(OH)2). В зависимости от проявляемых химических свойств среди оснований выделяют амфотерные гидроксиды.

Химические свойства оснований

При действии индикаторов на растворы неорганических оснований происходит изменение их окраски, так, при попадании в раствор основания лакмус приобретает синюю окраску, метилоранж – жёлтую, а фенолфталеин – малиновую.

Неорганические основания способны реагировать с кислотами с образованием соли и воды, причем, нерастворимые в воде основания взаимодействуют только с растворимыми в воде кислотами:

Cu(OH)2↓ + H2SO4 = CuSO4 +2H2O;

NaOH + HCl = NaCl + H2O.

Нерастворимые в воде основания термически неустойчивы, т.е. при нагревании они подвергаются разложению с образованием оксидов:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3 H2O;

Mg(OH)2 = MgO + H2O.

Щелочи (растворимые в воде основания) взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей:

NaOH + CO2 = NaHCO3.

Щелочей также способны вступать в реакции взаимодействия (ОВР) с некоторыми неметаллами:

2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 +H2↑.

Некоторые основания вступают в реакции обмена с солями:

Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4

↓.

Амфотерные гидроксиды (основания) проявляют также свойства слабых кислот и реагируют с щелочами:

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4].

К амфотерным основаниям относятся гидроксиды алюминия, цинка. хрома (III) и др.

Физические свойства оснований

Большинство оснований – твердые вещества, которые характеризуются различной растворимостью в воде. Щелочи – растворимые в воде основания – чаще всего твердые вещества белого цвета. Нерастворимые в воде основания могут иметь различную окраску, например, гидроксид железа (III)- твердое вещество бурого цвета, гидроксид алюминия – твердое вещество белого цвета, а гидроксид меди (II) – твердое вещество голубого цвета.

Получение оснований

Основания получают разными способами, например, по реакции:

— обмена

CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2↓ + K2SO4;

K2CO3 + Ba(OH)2 → 2KOH + BaCO3↓;

— взаимодействия активных металлов или их оксидов с водой

2Li + 2H2O→ 2LiOH +H2↑;

BaO + H2O→ Ba(OH)2↓;

— электролиза водных растворов солей

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 ↑+ Cl2↑.

Примеры решения задач

Химические свойства оснований

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

Щелочи при нагревании не разлагаются.

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

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

 

Давайте порассуждаем вместе

1. Гидроксид кальция не взаимодействует с

1) оксидом углерода (IV)

2) карбонатом натрия

3) сульфатом меди (II)

4) хлоридом натрия

 

Ответ: №4, т.к. Ca(OH)2 — щелочь, щелочь не реагирует с солью (NaCl), если в результате реакции не выпадает осадок.

2. Гидроксид натрия реагирует с

1) хлоридом натрия

2) хлоридом меди (II)

3) сульфатом калия

4) аммиаком

 

Ответ: №2, т.к. 2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2NaCl в результате реакции выпадает осадок Cu(OH)2

3. Какое основание при нагревании не разлагается?

1) гидроксид меди (II)

2) гидроксид алюминия

3) гидроксид магния

4) гидроксид натрия

 

Ответ: №4, т.к. щелочи при нагревании не разлагаются

4. Какое из веществ не реагирует с водным раствором щелочи?

1) алюминий

2) хлор

3) водород

4) хлороводород

 

Ответ: №3, т. к. из неметаллов со щелочью реагируют только галогены и кремний, водород со щелочью не реагирует

5. Какая из солей не реагирует с водным раствором гидроксида бария?

1) хлорид алюминия

2) нитрат натрия

3) карбонат натрия

4) сульфат железа (II)

 

Ответ: №2, т.к. Ba(OH)2 — щелочь, щелочь не реагирует с солью (NaNO3), если в результате реакции не выпадает осадок.

6. Какая из солей реагирует с водным раствором гидроксида калия?

1) нитрат алюминия

2) хлорид бария

3) нитрат натрия

4) сульфат бария

 

Ответ: №1, т.к. Al(NO3)3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KNO3 в результате реакции выпадает осадок Al(OH)3

7. Вещество, которое разлагается при нагревании и взаимодействует и с серной, и с соляной кислотой

1) оксид цинка

2) сульфат калия

3) едкий натр

4) гидроксид меди (II)

 

Ответ: №4, т. к. Cu(OH)2 = CuO + H2O нерастворимое основание при нагревании разлагается и реагирует с кислотами

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O

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

Основания в химии — классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами

Содержание:

Основания, как и оксиды, кислоты и соли, относятся к сложным неорганическим веществам. Выясним, из каких частей состоит формула любого основания, воспользовавшись таким рядом формул:

Разделим формулы черточкой на две части, отделив символ металлического элемента от остальных символов, и напишем над металлом его валентность:

Общим для всех формул является наличие группы атомов  которая имеет название гидроксильная группа. В первой формуле она записана без скобок, а в остальных формулах заключена в скобки, после которых стоит соответствующий индекс.

Как вы уже знаете, понятие валентности распространяется на группы атомов, в частности на кислотные остатки. Имеет свою валентность и гидроксильная группа  Она одновалентна. Обратите внимание на валентность металла в приведенных формулах, и станет понятно, что наличие индексов связано с валентностью металла. Действительно, одновалентный калий соединен с одной гидроксильной группой, двухвалентные кальций и барий — с двумя, а трехвалентный алюминий — с тремя. Поэтому, чтобы соблюдать правило относительно одинаковой суммы единиц валентностей обеих частей формулы сложного вещества, и ставят соответствующие индексы.

Теперь можем сформулировать определение оснований:

Основания — это сложные вещества, образованные металлическим элементом и гидроксильными группами.

Запишем формулу оснований в общем виде:

Следует отметить, что основания, как и соли,— вещества не молекулярного, а ионного строения, поэтому их формулы отображают соотношения ионов металла  и ионов гидроксильной группы  в веществе.

Номенклатура оснований

По современной номенклатуре название оснований состоит из двух слов: слова гидроксид и названия металлического элемента, например:  — гидроксид калия. Если металл проявляет переменную валентность, ее указывают в круглых скобках после названия металла без интервала:  — гидроксид хрома

У некоторых оснований сохранились также исторические названия:  — едкое кали,  — едкий натр.

Составление формул оснований и определение валентности металла в формуле основания. Рассмотрим на примерах, как составлять формулы оснований и определять валентность металла по формуле основания.

Пример:

Составить формулу гидроксида магния.

Решение

Исходя из определения оснований, первым записываем символ металла, а после него — гидроксильную группу  Магний проявляет постоянную валентность 2. Поэтому и гидроксильных групп в формуле этого основания будет две.

Ответ: формула основания —

Пример 2. Определить валентность меди в формулах оснований 

Решение

Известно, что в формуле основания валентность металла совпадает с количеством гидроксильных групп. Первая формула содержит одну гидроксильную группу, вторая — две. Поэтому в первой формуле медь одновалентна, а во второй — двухвалентна.

Ответ: 

Физические свойства и классификация оснований

Основания — твердые вещества, преимущественно белого цвета, хотя встречаются и других цветов. Например, гидроксид меди — голубой, гидроксид железа — коричневый.

По способности растворяться в воде основания, как и соли, бывают растворимые, малорастворимые и нерастворимые. Преобладают нерастворимые. Среди хорошо растворимых — гидроксид натрия, гидроксид калия. Их растворы мылкие на ощупь.

Растворимые в воде основания получили название щелочи. По таблице растворимости солей, оснований и кислот можно узнать, к какой группе по способности растворяться в воде принадлежит то или иное основание.

Итак, по физической характеристике — способности растворяться в воде — основания разделяют на растворимые, или щелочи, и нерастворимые.

Существует еще одна классификация оснований — по химическим свойствам. Согласно ей их разделяют на типичные основания и амфотерные гидроксиды. Но об этом речь пойдет позже.

Основания, хорошо растворимые в воде,— тугоплавкие вещества. Основания, нерастворимые в воде, при нагревании разлагаются с выделением воды и образованием оксида.

Итоги:

  • Основания — сложные вещества немолекулярного строения, химическая формула которых состоит из одного атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп.
  • Число одновалентных гидроксильных групп в формуле основания равно валентности металла, поэтому в общем виде формула оснований имеет вид 
  • Современное название основания состоит из слова гидроксид с добавлением к нему названия металла. Если металл проявляет переменную валентность, то ее указывают после названия металла в скобках.
  • При обычных условиях основания находятся в твердом состоянии, часть из них хорошо растворяется в воде. Растворенные в воде основания называются щелочами.

Что такое основания

Известь — соединение, известное человеку давно. Смесь извести с водой нередко используют и в настоящее время в строительстве. Такой смесью белят стволы и ветки деревьев, защищая их от вредителей, а зимой — от солнечных ожогов. Известь (точнее — гашеная известь) принадлежит к классу оснований.

Каждое основание образовано тремя элементами. Из них два элемента «обязательные» — Оксиген и Гидроген, а третьим является металлический элемент.

Основание — соединение, которое состоит из катионов металлического элемента и гидроксид-анионов

Название иона происходит от названий элементов Гидрогена и Оксигена. Объяснить, почему его заряд равен — 1, можно так. Представим себе, что ион образуется в результате соединения ионов и сложим заряды этих частиц:

Формулы оснований

Выведем общую химическую формулу соединений этого класса. Вы знаете, что любое вещество электронейтрально. Поэтому в основании на каждый ион металлического элемента с зарядом +n должно приходиться ионов . Следовательно, общая формула оснований —

Примеры химических формул оснований:

Основания — ионные соединения. Поэтому для них не составляют графические формулы.

Названия оснований

Химические названия оснований состоят из двух слов. Первым словом является название элемента, а вторым — «гидроксид». Например, соединение с формулой называют «натрий гидроксид», а основание — «магний гидроксид» . Склоняется лишь второе слово названия: натрий гидроксида, магний гидроксидом.

Если элемент имеет переменную валентность, то в названии основания указывают ее значение после названия элемента (римской цифрой в скобках): — феррум(II) гидроксид.

 

Это интересно. Оснований  и  не существует.

Среди соединений с общей формулой есть и такие, которые не принадлежат к основаниям, так как отличаются от них по химическим свойствам. Их называют амфотерными гидроксидами (§ 13).

Основание основный оксид. Каждому основанию соответствует определенный оксид:

Заряд иона металлического элемента в основании и оксиде один и тот же.

Оксиды, которые отвечают основаниям, называют основными.

В отличие от оксидов, оснований в природе нет.

Выводы:

Основания — соединения, которые содержат катионы металлических элементов и гидроксид-анионы Общая формула оснований —

Химическое название основания состоит из названия металлического элемента и слова «гидроксид».

Каждому основанию соответствует оксид; его называют основным оксидом. Заряд иона металлического элемента в этих соединениях один и тот же.

Свойства и применение оснований

Физические свойства оснований:

Вам известно, что каждое основание состоит из положительно заряженных ионов металлического элемента и отрицательно заряженных гидроксид-ионов . Основания, как и ионные оксиды, в обычных условиях являются твердыми веществами. Они должны иметь высокие температуры плавления. Но при умеренном нагревании почти все основания разлагаются (на соответствующий оксид и воду). Расплавить удается только гидроксиды Натрия и Калия (температуры плавления соединений составляют соответственно 322 и 405 °С).

Большинство оснований не растворяются в воде (рис. 20). Малорастворимыми являются гидроксиды а хорошо растворимыми — основания, образованные щелочными элементами и соединение
> > >

Водорастворимые основания называют щелочами*.

* — К щелочам часто относят соединения

Сведения о растворимости оснований в воде можно найти в таблице, размещенной на форзаце 2 учебника. Ее называют таблицей растворимости. Приводим соответствующий фрагмент этой таблицы:

Растворимость некоторых оснований в воде при температуре 20—25 °С

Буквой «р» обозначены растворимые основания (щелочи), «м» —малорастворимые, «н>> — нерастворимые. Прочерк «— » означает, что такого основания не существует.

Щелочи и их растворы мылки на ощупь, разъедают многие материалы, вызывают серьезные ожоги кожи, слизистых оболочек, сильно поражают глаза (рис. 21). Поэтому натрий гидроксид в прошлом получил название «едкий натр», а калий гидроксид — «едкое кали ».

Работая со щелочами и их растворами, будьте особенно осторожны. Если раствор щелочи попал на руку, немедленно смойте его большим количеством проточной воды и обратитесь за помощью к учителю или лаборанту. Вы получите у них разбавленный раствор определенного вещества (например, уксусной кислоты), которым нужно обработать кожу для удаления остатков щелочи. После этого руку тщательно промойте водой.

Химические свойства оснований:

Возможность протекания многих реакций с участием оснований зависит от растворимости этих соединений в воде. Щелочи в химических превращениях значительно более активны, чем нерастворимые основания, которые, например, с солями и некоторыми кислотами не реагируют.

Действие на индикаторы:

Растворы щелочей способны изменять окраску особых веществ — индикаторов*. Эти вещества были обнаружены в некоторых плодах и цветах. В настоящее время используют индикаторы, которые производят на химических заводах. Они более эффективны, чем природные, и лучше сохраняются.

К важнейшим индикаторам относятся лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (сокращенное название — метилоранж), а также универсальный индикатор. Последний является смесью нескольких веществ. Эта смесь, в отличие от отдельных веществ-индикаторов, изменяет цвет не только в присутствии щелочи, но и в зависимости от ее количества в растворе.

В химических лабораториях применяют водные растворы метилоранжа и лакмуса, водно-спиртовый раствор фенолфталеина. Очень удобна в использовании так называемая индикаторная бумага. Это — специальная бумага, пропитанная раствором индикатора, а затем высушенная и нарезанная маленькими полосками (рис. 22). Существует также индикаторная бумага, пропитанная раствором лакмуса или фенолфталеина.

Изменение окраски индикатора (рис. 23) является следствием его реакции со щелочью.

* —  Термин происходит от латинского слова indico — указываю, определяю.

Уравнения таких реакций не приводим, поскольку формулы индикаторов и продуктов их химических превращений довольно сложные.

Нерастворимые основания на индикаторы не действуют.

Реакции с кислотными оксидами

Растворимые и нерастворимые основания взаимодействуют с соединениями противоположного характера, т. е. имеющими кислотные свойства. Среди этих соединений — кислотные оксиды. Соответствующие реакции были рассмотрены в предыдущем параграфе. Приводим дополнительные примеры:

Реакции с кислотами

При взаимодействии основания с кислотой вещества обмениваются своими составными частями:

Это — реакция обмена.

Выяснить, осталась ли щелочь после добавления определенной порции кислоты, можно, добавив к жидкости 1 — 2 капли раствора фенолфталеина. Если малиновый цвет не появился, то щелочь полностью прореагировала с кислотой.

Пример реакции нерастворимого основания с кислотой:

Реакцию между основанием и кислотой называют реакцией нейтрализации.

Выяснить, осталась ли щелочь после добавления определенной порции кислоты, можно, добавив к жидкости 1 — 2 капли раствора фенолфталеина. Если малиновый цвет не появился, то щелочь полностью прореагировала с кислотой.

Пример реакции нерастворимого основания с кислотой:

Мп(ОН)2 + 2HN03 = Mn(N03)2 + 2Н20.

Реакцию между основанием и кислотой называют реакцией нейтрализации.

Реакции щелочей с солями

Это — реакции обмена. Они происходят в растворе, причем исходная соль должна быть растворимой, а новое основание или новая соль — нерастворимыми.

Выясним возможность реакции между натрий гидроксидом и манган(II) нитратом:

Воспользуемся таблицей растворимости (приводим ее фрагмент):

Как видим, соль растворяется в воде. Чтобы реакция произошла, исходные вещества — щелочь  и соль — должны обменяться своими ионами с образованием нерастворимого соединения. По таблице определяем, что этим соединением является новое основание а новая соль растворяется в воде. Значит, реакция между натрий гидроксидом и манган(II) нитратом возможна:

Термическое разложение

Почти все основания (кроме гидроксидов Натрия и Калия) при нагревании разлагаются на соответствующий оксид и воду (водяной пар):

Взрослым известна жидкость под названием «нашатырный спирт». Это — водный раствор газа аммиака его используют как лечебное средство. В нашатырном спирте содержится необычное по своему составу основание. Его формула — а химическое название — аммоний гидроксид. Соединение образуется в результате реакции

в которую вступает небольшая часть растворенного аммиака, и одновременно разлагается на исходные вещества. На это указывает знак в химическом уравнении.

Аммоний гидроксид подобно щелочам (NaOH, КОН и др. ) изменяет окраску индикаторов, взаимодействует с кислотными оксидами, кислотами, солями:

Изложенный материал обобщен в схеме 2.


 

Применение оснований

Широкое применение среди оснований получили щелочи, прежде всего гидроксиды Кальция и Натрия.

Вам известно, что вещество, называемое гашеной известью, является кальций гидроксидом Гашеную известь используют как связующий материал в строительстве. Ее смешивают с песком и водой. Полученную смесь наносят на кирпич, штукатурят ею стены. В результате реакций основания с углекислым газом и силиций(IV) оксидом смесь затвердевает. Кальций гидроксид также применяют в сахарной промышленности, сельском хозяйстве, при изготовлении зубных паст, получении многих важных веществ.

Натрий гидроксид используют при производстве мыла (осуществляют реакции щелочи с жирами), лекарств, в кожевенной промышленности, для очистки нефти и т. д.

Выводы:

Основания — твердые вещества ионного строения. Большинство оснований не растворяется в воде. Водорастворимые основания называют щелочами. Щелочи изменяют окраску особых веществ — индикаторов.

Основания взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей и воды. Щелочи реагируют и с солями; продукты каждой реакции — другие основание и соль. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на соответствующие оксиды и воду.

Реакцию между основанием и кислотой называют реакцией нейтрализации. На практике используют преимущественно гидроксиды Кальция и Натрия.

Способы получения оснований и амфотерных гидроксидов

Получение щелочей: один из способов получения щелочей основан на реакции металла с водой (рис. 40). Кроме щелочи, образуется водород:

Второй способ получения щелочей — взаимодействие основного оксида с водой:

Таким способом получают гашеную известь на заводах и непосредственно перед использованием этого вещества для строительных работ, побелки стволов деревьев:

Щелочь можно получить и с помощью реакции обмена между растворимой солью и другой щелочью (в растворе). Исходные соединения подбирают так, чтобы образовалась нерастворимая соль:

Гидроксиды Натрия и Калия производят в промышленности действием постоянного электрического тока на водные растворы хлоридов:

Этот процесс называют электролизом.

Получение нерастворимых оснований

Нерастворимое основание можно получить только с помощью реакции обмена между солью и щелочью в растворе. Поскольку основание будет выпадать в осадок, то образующаяся соль должна быть растворимой в воде (два нерастворимых соединения разделить невозможно):

Малорастворимый магний гидроксид может быть не только продуктом реакции обмена. Это соединение, как и щелочи, образуется при взаимодействии металла или оксида с водой. Правда, эти реакции происходят медленно, а первая — только при нагревании:


Изложенное обобщает схема 7.

Схема 7. Получение оснований

Получение амфотерных гидроксидов

Ввиду того что амфотерный гидроксид проявляет свойства основания и кислоты, его можно получить с помощью реакций обмена и как основание

и как кислоту

Эти превращения происходят потому, что все амфотерные гидроксиды нерастворимы в воде.

Щелочь или кислоту нельзя брать в избытке, поскольку амфотерный гидроксид реагирует с обоими соединениями. Например, при взаимодействии натрий цинка с избытком сульфатной кислоты вместо цинк гидроксида образуется цинк сульфат:

Некоторые амфотерные гидроксиды можно получить реакцией обмена между двумя солями в растворе, если одна из солей — продуктов реакции — разлагается водой (такие сведения имеются в таблице растворимости):

Выводы:

Щелочи получают взаимодействием соответствующих металлов или оксидов с водой.

Общий метод получения растворимых и нерастворимых оснований, а также амфотерных гидроксидов основан на реакции обмена между щелочью и солью в растворе. Амфотерные гидроксиды, кроме того, получают взаимодействием соответствующих солей с кислотами.

Химические свойства оснований

О действии растворов оснований на индикаторы, взаимодействие оснований с кислотными оксидами и кислотами вы узнали ранее. Вспомним соответствующие реакции.

Действие оснований на индикаторы

(Это свойство имеют лишь основания, растворимые в воде, то есть щелочи.) В растворе щелочей лакмус приобретает синий цвет, метиловый оранжевый — желтый, а фенолфталеин — малиновый. Универсальный индикатор в разбавленном растворе щелочи имеет зеленую окраску, в концентрированном — синюю и сине-фиолетовую.

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами, образовывая соль кислоты, которой отвечает взятый для реакции оксид, и воду:

Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)

Щелочи (уравнение а) и нерастворимые основания (уравнение б) взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

Следующие два свойства оснований вам еще неизвестны, поэтому для их изучения проведем химический эксперимент.

Взаимодействие щелочей с растворами солей

(Реакция происходит в том случае, если по крайней мере один из продуктов реакции выпадает в осадок или выделяется в виде газа. )

Опыт 1. Нальем в сосуд раствор сульфата железа и прибавим к нему раствор гидроксида натрия. Сразу же происходит взаимодействие веществ, о чем свидетельствует образование коричнево-красного осадка:

Отношение оснований к нагреванию

Щелочи устойчивы к нагреванию. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

Опыт 2. Сухую пробирку на 1/4 наполним гидроксидом меди закрепим ее в держателе и нагреем. Наблюдаем, как голубой цвет (цвет гидроксида меди изменится на черный (цвет оксида меди а вблизи отверстия пробирки появятся капельки воды: 

В том, что одним из продуктов этой реакции будет вода, можно удостовериться, подержав холодный предмет (например, стеклянную пластину) около отверстия пробирки.

Чтобы закрепить знания о химических свойствах оснований, выполните лабораторные опыты 3, 4, 5, 6. Прежде чем приступить к их выполнению, ознакомьтесь с мерами предосторожности во время работы со щелочами и неуклонно выполняйте их.

Меры предосторожности во время работы со щелочами:

Твердые щелочи и их растворы разъедают ткань, бумагу, вызывают ожоги кожи, глаз, что очень опасно. Поэтому обращаться с ними нужно осторожно: гранулу щелочи (вспомните, что это твердые вещества) ни в коем случае не брать руками; не разливать растворы; следить, чтобы раствор не попадал на открытые участки кожи, в глаза, на одежду, парту, книги, тетради. Вам понадобятся защитная одежда (халат, передник) и защитные очки. Посуду с раствором щелочи следует держать закрытой, чтобы она не реагировала с углекислым газом воздуха.

Если вы разлили щелочь, сразу нейтрализуйте ее уксусом. Участок кожи, на который попала щелочь, быстро промойте большим количеством воды. Если щелочь попала в глаза, немедленно промойте их медицинским раствором борной кислоты.

Итоги:

  •  Щелочи в химическом отношении более активны, чем нерастворимые основания, и имеют такие типичные свойства:

  • Типичными химическими свойствами нерастворимых оснований является взаимодействие с кислотами и разложение при нагревании:

  • Реакция нейтрализации свойственна и щелочам, и нерастворимым основаниям.
  • Взаимодействие щелочи с раствором соли происходит, если среди продуктов реакции есть нерастворимые вещества.

«Для того, чтобы спаять две железные части какого-либо предмета, необходимо поверхность металла тщательным образом очистить от ржавчины, в состав которой входит гидроксид железа (этот процесс имеет еще название «травление»). Чаще всего для этого используют соляную кислоту: 

Чтобы во время травления с кислотой взаимодействовала только ржавчина, а не железо, из которого изготовлен предмет, в травильный раствор добавляют ингибиторы — вещества, которые действуют противоположно катализаторам. Они замедляют реакции, а то и совсем их прекращают. Ингибитором реакции между железом и соляной кислотой является органическое вещество уротропин.

Если вы хотя бы раз пользовались горючим под названием «сухой спирт», то имели дело со смесью уротропина с небольшим количеством парафина. Это горючее удобно тем, что быстро зажигается, легко гаснет и почти не оставляет пепла.

Понятие об амфотерных гидроксидах

Щелочи и большинство нерастворимых оснований взаимодействуют с кислотами и не взаимодействуют с представителями своего класса. Кислоты взаимодействуют с основаниями и не взаимодействуют с другими кислотами. Проверив экспериментально, с какими веществами данное вещество взаимодействует, а с какими — нет, можно сказать: к классу оснований или к классу кислот оно относится. Это общее правило. Однако оно имеет исключение, понять которое нам помогут опыты с гидроксидом цинка.

По способности растворяться в воде это вещество принадлежит к нерастворимым основаниям. Единственным способом получения нерастворимых оснований является взаимодействие растворимой соли соответствующего металла с раствором щелочи. Одним из продуктов этого взаимодействия будет нерастворимое основание.

Опыт 1. Нальем в колбу раствор сульфата цинка и добавим к нему небольшими порциями раствор гидроксида натрия, пока в колбе не образуется белый осадок (рис. 13):

Образовавшийся осадок разделим, поместим в 2 колбы и проведем следующие опыты.

Опыт 2. В первую колбу с гидроксидом цинка добавим соляной кислоты. Осадок сразу исчезает, что является признаком химического явления: 

Обратимся к таблице растворимости и увидим, что образовавшаяся соль хлорид цинка — растворимое в воде соединение.

Произошла реакция нейтрализации, в которой гидроксид цинка проявил свойства основания.

Опыт 3. Во вторую колбу с гидроксидом цинка добавим раствор гидроксида натрия. Наблюдение показывает, что, как и в опыте с соляной кислотой, осадок исчез. Следовательно, осадок прореагировал с избытком щелочи (в опыте 1 мы прекратили доливать раствор щелочи, как только образовался осадок. При избыточном добавлении щелочи мы успели бы лишь визуально зафиксировать появление и исчезновение осадка).

Запишем уравнение проведенной реакции:

Образовалась соль натрия, в которой вместо привычного кислотного остатка есть остаток, содержащий один атом цинка и четыре (тетра — четыре) гидроксильные группы. Остаток такого вида записывают в квадратных скобках.

В этой реакции гидроксид цинка сыграл роль кислоты, потому что металлический элемент цинк после реакции вошел в состав кислотного остатка.

Гидроксиды, которые образуют соль при взаимодействии как с кислотой, так и со щелочью, называют амфотерными гидроксидами.

Повторите материал об амфотерных оксидах (§ 13) и составьте формулы амфотерных гидроксидов, которые им отвечают.

Амфотерные гидроксиды реагируют со щелочами не только в растворе, но и в расплаве:

Образовавшаяся соль имеет двухвалентный кислотный остаток  Наличие в нем цинка доказывает, что при сплавлении со щелочью гидроксид цинка проявил свойства кислоты.

Проведенные опыты свидетельствуют, что разделение сложных неорганических веществ на оксиды, кислоты, основания и

соли не лишено исключений. Бывают вещества со смешанными свойствами, например амфотерные гидроксиды.

Применение оснований:

Представители этого класса неорганических веществ в природе отсутствуют. Но потребность в них существует, поэтому их получают специально. Наибольшее практическое значение имеют щелочи гидроксид натрия и гидроксид калия. Применение этих и некоторых других оснований показано на рисунке 14.

Итоги:

  • По характерным химическим свойствам исниваним разделяют на типичные и амфотерные гидроксиды.
  •  Амфотерные гидроксиды, в отличие от типичных, взаимодействуют не только с кислотами, но и со щелочами, образуя соли.
  •  В формулах солей, образовавшихся в результате взаимодействия амфотерного гидроксида с кислотой, металлическим элементом образовавшейся соли является металл, который входил в состав основания  и т. п.). 
  • В формулах солей, образовавшихся при взаимодействии амфотерного гидроксида со щелочью, металлический элемент амфотерного гидроксида входит в состав кислотного остатка  и некоторых других).

Получение оснований

Растворимые основания (щелочи) получают взаимодействием металла или его оксида с водой.

1. Взаимодействие активных металлов с водой приводит к образованию щелочей и выделению водорода:

(К какому типу относятся эти реакции?)

2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой завершается образованием растворимого в воде гидроксида — щелочи:

(Какой это тип реакции?)

3. В промышленности щелочи получают электролизом водных растворов бескислородных кислот. Этот способ вы будете изучать в следующем классе.

4. Нерастворимые основания получают действием раствора щелочи на растворимую соль соответствующего металла:

Классификация, номенклатура и получение оснований

Поместите в керамический тигель немного карбоната кальция (известняка) и в течение 10 минут раскалите на огне спиртовки.
После того как тигель остынет, влейте поверх него немного дистиллированной воды, Затем помешивайте стеклянной палочкой и проверьте красной лакмусовой бумагой. Что вы наблюдаете? Обсудите свои соображения с товарищами. Запишите уравнения реакций.

Сложные вещества, в составе которых содержатся одна или несколько гидроксильных групп (ОН), соединенных с атомами металлов, называются основаниями. Основания обозначаются общей формулой Me(OH)n

Гидроксильная группа ОН всегда одновалентна. Число гидроксильных групп соответствует валентности металла.

Классификация:

Основания классифицируются по своей растворимости в воде и кислотности.

Растворимые в воде основания называют щелочами. Кроме Li, Na, К, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba, гидроксиды других металлов не растворяются или очень мало растворяются в воде. Часть нерастворимых в воде оснований обладает амфотерными (двойственными) свойствами.

Основания, вступающие в реакцию как с кислотами, так и с щелочами, образуя соль и воду, называются амфотерными основаниями: Zn (ОН)2, Be (OH)2, Al (OH)3, Fe (OH)3.

Число гидроксильных групп в составе оснований определяет их кислотность.

Номенклатура:

При наименовании оснований по международной номенклатуре, если металл, образующий основание, имеет постоянную валентность, то вначале указывается слово «гидроксид», а затем название металла. Если же металл обладает переменной валентностью, то после слова «гидроксид» и названия металла валентность отмечают римскими цифрами в скобках.

Основания металлов с постоянной валентностью Основания металлов с постоянной валентностью
Гидроксид металла Международное название Гидроксид металла Международное название
Mg(OH)2 Гидроксид магния Pb(OH)2 Гидроксид свинца (II)
NaOH Гидроксид натрия Cr(OH)3 Гидроксид хрома (III)
Al(OH)3 Гидроксид алюминия CuOH Гидроксид меди (I)

Графические формулы оснований:

Получение растворимых в воде оснований

Получение в лабораторных условиях.
При взаимодействии активных металлов (щелочных металлов Li, Na, К, Rh, Cs и щелочноземельных металлов Ca, Sr, Ba) с водой.
Эти реакции протекают в обычных условиях.

металл + вода → щелочь + h3 ↑

2Li + 2HОH → 2LiOH + h3 ↑


 

При взаимодействии в обычных условиях гидридов щелочных (NaH3 КН) и щелочноземельных металлов(CaH2, BaH2) с водой.
гидрид металла + вода → щелочь + h3↑

NaH + H2O → NaOH + H2
CaH2 + 2H2O → Ca(OH) 2 + 2H2

При взаимодействии оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой.
оксид металла + вода → щелочь

Na2O + H2O → 2NaOH  

CaO + H2O → Ca(OH)2

Получение нерастворимых в воде оснований

При добавлении в раствор растворимой соли среднеактивных и пассивных металлов щелочи. Получение растворимых в воде оснований этим методом возможно в том случае, если в результате реакции получится нерастворимая соль.

FeCh + ЗКОН → Fe(OH)3↓ + 3 KCl
Na2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + 2NaOH

Получение в промышленности

Путем воздействия постоянного электрического тока на водные растворы хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов.
2NaCl + 2H2OH2↑ +Cl2 ↑ +2NaOH

Физические и химические свойства оснований


Определите основания по цвету раствора и осадка в пробирке. Какие физические и химические свойства имеют основания?

Физические свойства: В обычных условиях щелочи это растворимые в воде твердые вещества белого цвета. Некоторые нерастворимые в воде основания имеют другие цвета. Cu(OH)2 голубого, CuOH желтого, Fe(OH)3 бурого, Fe(ОН)2 зеленовато-бурого, Сг(ОН)3 серовато-зеленого цвета.


гидроксид железа (III)

гидроксидмеди (II)

гидроксид натрия

гидроксид кальция


Все щелочи бывают скользкие как мыло. При растворении в воде они образуют бесцветный раствор.

На рисунке показывается, как меняется цвет индикаторов под действием щелочей. Нерастворимые в воде основания не меняют окраску индикаторов.

Слово «индико» в переводе с латинского означает «показываю», «определяю». Индикаторы это сложные органические соединения. Для определения щелочей (а также кислот) используют такие индикаторы, как лакмус, фенолфталеин и метилоранж.

Химические свойства: Взаимодействие оснований с кислотами (реакция нейтрализации). Для всех оснований характерным химическим свойством является их взаимодействие с кислотами. При взаимодействии кислот с основаниями образуются соль и вода.

Cu(OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 +2H2O

Нальем в химический стакан (или колбу) на 1/4 раствора гидроксида натрия и добавим к нему 1 2 капли лакмуса. Затем к полученному раствору будем прикатывать раствор соляной кислоты.
Понаблюдайте, как меняется цвет. Запишите уравнение реакции.


Взаимодействие щелочей с амфотерными металлами. Из металлов щелочи взаимодействуют только с амфотерными металлами (Be, Zn, Al), при этом образуется соль и выделяется водород.

Zn+ 2NaOH Na2ZnO2 + H2
2Al + 2NaOH + 2H2O2NaAlO2+3H2

Взаимодействие щелочей с неметаллами. Щелочи взаимодействуют с целым рядом неметаллов (CL, Br2), образуя соль и воду. Лишь при взаимодействии с кремнием выделяется водород.
Si+ 2NaOH +H2ONa2SiO3+ 2H2

Щелочам и нерастворимым в воде основаниям присущи и отличающие их друг от друга химические свойства.

Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами. Щелочи вступают в реакцию с кислотными оксидами, а нерастворимые в воде основания не вступают в такую реакцию. 1 моль таких кислотных оксидов, как CO2, S02, SO2, вступает в реакцию соединения с 1 молем однокислотной щелочи.
CO2+NaOH → NaHCO3

Хранить щелочи в открытой посуде нельзя. Потому что при вступлении в реакцию с углекислым газам воздуха образуются соответствующие карбонаты.

В этих реакциях даже в том случае, если кислотного оксида берется в избытке, реакция соединения всё равно происходит. При избытке щелочи, например, в соотношении молей 1:2, получится нормальная соль и вода.

CO2 + 2NaOH → Na2CO3 +H2O

Такие кислотные оксиды, как CO2, SO2, SO2, в зависимости от мольного соотношения, вступают в различные реакции с двухкислотными щелочами, при этом получаются различные продукты.

CO2 + Ca(OH)2 → СаСО3↓ + H2O 2CO2 + Ca(OH)2 → Ca(HCO3)2

Из кислотных оксидов NO2 при взаимодействии с щелочами образует две различные соли.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 +H2O

Взаимодействие щелочей с амфотерными оксидами и гидроксидами. Щелочи также взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами, образуя соль и воду.

Разложение оснований. В то время как щелочи не разлагаются, нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются. Самыми неустойчивыми основаниями являются гидроксиды серебра и ртути. Они подвергаются разложению при комнатной температуре.
Hg(OH)2 → HgO+ H2O

Задача:

При размешивании растворов, как показано на рисунке, то в I сосуде красный цвет лакмуса превратится в голубой, а во II сосуде голубой цвет превратится в красный. На основе этих данных определите, какое из веществ X, Y, Z является кислотой, а какие основанием?

Кислота Основание
A)   X, Y Z
В)   Y, Z X
С)    Y  X, Z
D)    Z     X, Y
Е)    X Y, Z


Решение: Если в I сосуде красный цвет лакмуса превращается в голубой, то Х→кислота, a Y→ щелочь.
А во II сосуде голубой цвет лакмуса превращается в красный, значит, Z→ щелочь, a X→ кислота.
Ответ: E

Задача:

Какие выражения верные, если в результате реакции получается нерастворимая в воде соль?
1)    Формула полученной соли: YxAb
2)    Получится х+b моль Н2О
3)    xb
4)    Продукты реакции проводят электрический ток
5)    Полученный в реакции v (H2O)=x=b

Вступившие в реакцию вещества v (моль)
HxA кислота a
Y(OH)b основание a

Решение: HxA + Y(OH)b→ YxAb+ xH2O (или b H2O).
Ответ: 1:5. Согласно условиям, поскольку соль YxAb нерастворимая в воде соль, то она не проводит электрический ток.

Задача:

Что можно определить на основе таблицы?
1)    Массу оксида
2)    Ar (X)
3)    Степень окисления X в оксиде.

Вещества, полностью вступившие в реакцию Продукт реакции
X O2 XO
4 г 1,6 г

Решение:

m(ХО) = 4+1,6 = 5,6г;  

Ответ: 1,2,3

Задача:

Вещества, вступившие в реакцию, и их мольное количество Масса полученной соли (в г) N (атом) в молекуле полученной соли (в целом)
Fe(OH)3 HNO3
1 xl yl z1
x2 y2 z2
x3 y3 z3

Если y3y2y1, то определите отношения между x1x2χ3 и z1z2z3.

Решение:



Ответ: E x3x2x1        z3z2z1

Физические и химические свойства оснований. Реакция нейтрализации

I. Физические свойства

По своим фи­зи­че­ским свой­ствам ще­ло­чи очень схожи: все они твер­дые, белые ве­ще­ства. Прав­да, на воз­ду­хе гид­рок­си­ды на­трия и калия по­гло­ща­ют пары воды и как бы рас­плы­ва­ют­ся. Это свой­ство на­зы­ва­ет­ся гиг­ро­ско­пич­но­стью.  Нерас­тво­ри­мые в воде ос­но­ва­ния тоже твер­дые ве­ще­ства, но могут иметь раз­лич­ную окрас­ку.

Посмотрите рисунки различных оснований: 

Гидроксид кальция (известковая вода)

Гидроксид кальция (известковое молоко)

Гидроксид кальция (кристаллический)

Гидроксид натрия (кристаллический)

II. Химические свойства щелочей

1). Изменяют окраску индикаторов

Индикаторы — вещества, позволяющие визуально определить тип среды или изменение концентрации какого-либо компонента в растворе.

Наиболее распространенными индикаторами являются:

                        

 метилоранжевый (метилоранж),      фенолфталеин,              лакмус

Чаще всего химики работают с универсальным индикатором, который представляет собой смесь высушенных индикаторов, нанесенных на полоску бумаги. 

Сравнивая цвет полоски с эталонным (приведенным на упаковке) можно приблизительно оценить величину водородного  показателя.

 

 

Стихи для запоминания окраски индикаторов

1) Индикатор лакмус — красный,

Кислоту укажет ясно.

Индикатор лакмус — синий, 

Щелочь здесь! Не будь разиней!

2) Лакмус будет в них краснеть,

Растворяться — цинк и медь.

А мелок в них, посмотри,

Вмиг пускает пузыри!

И опасны для работы

Эти жгучие КИСЛОТЫ

3) Я растворчик изучал.

Лакмус в нем синее стал.

Поглощал раствор тотчас

Кислый углекислый газ!

Про такой раствор я знаю,

Что среда в нем ЩЕЛОЧНАЯ

4) Смущает меня щелочная среда;

Краснею… Но если вокруг кислота,

И если в воде растворен я один,

Не видно меня. Я — фенолфталеин.

Ах, что же я поделаю с собой — 

Ведь в щелочи я сине-голубой.

А в кислоте быть синим я не смею:

Я — лакмус, и в кислотах я краснею. 

Как на прогулке от мороза, 

От кислого я стану розов.

Но вид мой в щелочи смешон:

Я сразу желтый, как лимон.

(метилоранж)

Название индикатора

Нейтральная среда (OH=H)

Щелочная среда (OH>H)

Лакмус

Фиолетовый

Синий

Фенолфталеин

Бесцветный

Малиновый

Метилоранж

Оранжевый

Жёлтый

Универсальная индикаторная бумага

Оранжевая

Синяя

Видео-опыт: “Действие щелочей на индикаторы”

Видео-опыт: “Распознавание растворов щёлочи, воды, кислоты при помощи индикатора”

Виртуальная образовательная лаборатория:“Определение характера среды раствора с помощью универсального индикатора”

Это интересно

Кто придумал индикаторы?

Современные индикаторы — фенолфталеин, метиловый оранжевый, метиловый красный — в основном продукты химического синтеза. А первый индикатор был приготовлен английским учёным Робертом Бойлем (1627 — 1691) из тропического лишайника лакмуса. Фиолетовый настой этого лишайника под действием кислот становился красным, а под действием щелочей — синим. Бойль пропитал фильтровальную бумагу этим настоем и тем самым положил начало применению индикаторной бумаги («реактивные бумажки»). Он также заметил, что и отвары цветков некоторых растений (фиалок, васильков и др.) меняют цвет в растворах кислот и щелочей. Термин «индикатор» также придумал Роберт Бойль.

Индикаторы из растений (в виде отваров или соков) можно приготовить и самостоятельно. В качестве сырья можно использовать ягоды черники, чёрной рябины, винограда, столовую свёклу, листья краснокочанной капусты, цветки анютиных глазок, ирисов и т. д.

Чтобы узнать, как изменяется цвет самодельного индикатора в кислой или щелочной среде, нужно взять пипеткой несколько его капель и добавлять их поочерёдно в кислый или щелочной раствор. Кислым раствором может служить столовый уксус, а щелочным — раствор стиральной соды (карбоната натрия). Так, под действием кислоты ярко-синий отвар из цветков ириса станет красным, под действием соды — зелёно-голубым.

2) Взаимодействие с кислотными оксидами: Щёлочь + Кислотный оксид = Соль + Вода – реакция обмена

2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

3) Взаимодействие с кислотами: Щёлочь + Кислота = Соль + Вода

Тренажёр «Реакция нейтрализации»

Видео «Реакция нейтрализации»

4) С растворами солей, если в результате образуется осадок: Соль (раствор) + Щёлочь = Нерастворимое основание↓ + Новая соль

FeCI3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl -реакция обмена

III. Химические свойства нерастворимых оснований

1) С кислотами — реакция обмена: Ме(OH)n↓ + Кислота = Соль + вода

2) Разлагаются при нагревании: Ме(OH)n↓   =  MxOy +  H2O – реакция разложения                 

Cu(OH)2 = CuO + H2O  или   2Fe(OH)3 = Fe2O3 +3H2O

Внимание! Валентность металла в оксиде и соответствующем гидроксиде одинаковая.

IV. Химические свойства амфотерных оснований


1.Реагируют с кислотами:      Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

2.Реагируют со щелочами:     Zn(OH)2 + 2NaOH =  Na2[ Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат(II) натрия

Интерактивное задание №1 LearningApps.org по теме: “Оксиды и основания”

Интерактивное задание №2 LearningApps.org по теме: “Химические свойства оснований”

Выполните тест

ЦОРы

Видео-опыт: “Действие щелочей на индикаторы”

Видео-опыт: “Распознавание растворов щёлочи, воды, кислоты при помощи индикатора”

Виртуальная образовательная лаборатория: “Определение характера среды раствора с помощью универсального индикатора”

Анимация: “Реакция нейтрализации”

Видео: «Реакция нейтрализации»

Видео: «Получение и химические свойства амфотерных гидроксидов»

Видео: «Химические свойства оснований»

4.

3 Кислотно-основные реакции. Введение в химию

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

  • Укажите некоторые распространенные кислоты и основания
  • Дайте определение кислотно-основным реакциям
  • Распознавать и идентифицировать примеры кислотно-щелочных реакций
  • Прогноз продуктов кислотно-щелочных реакций.

Определение кислоты часто приводится как любое соединение, которое увеличивает количество ионов водорода (H + ) в водном растворе.Химической противоположностью кислоты является основание. Эквивалентное определение основания состоит в том, что основание – это соединение, которое увеличивает количество гидроксид-иона (OH  — ) в водном растворе. Эти первоначальные определения были предложены Аррениусом (тот же человек, который предложил диссоциацию ионов) в 1884 году, поэтому они называются определением по Аррениусу кислоты и основания соответственно.

Вы можете понять, что, основываясь на описании атома водорода, ион H + представляет собой атом водорода, потерявший свой одинокий электрон; то есть H + — это просто протон. Действительно ли у нас есть голые протоны, движущиеся в водном растворе? Нет. Более вероятно, что ион H + присоединился к одной (или нескольким) молекулам воды. Чтобы представить это химически, мы определяем ион гидроксония H 3 O + (водн.), молекулу воды с присоединенным к ней дополнительным ионом водорода. как H 3 O + , что представляет собой дополнительный протон, присоединенный к молекуле воды. Мы используем ион гидроксония как более логичный способ появления иона водорода в водном растворе, хотя во многих химических реакциях H + и H 3 O + рассматриваются эквивалентно.{+}(водный)[/латекс]

Процесс, представленный этим уравнением, подтверждает, что хлористый водород является кислотой. При растворении в воде ионы H 3 O + образуются в результате химической реакции, в которой ионы H + переходят от молекул HCl к молекулам H 2 O (рис. 1).

Рисунок 1. Когда газообразный хлористый водород растворяется в воде, (а) он реагирует как кислота, передавая протоны молекулам воды с образованием (б) ионов гидроксония (и сольватированных ионов хлорида).

Природа HCl такова, что ее реакция с водой, как только что описана, эффективна практически на 100%: практически каждая молекула HCl, которая растворяется в воде, подвергается этой реакции. Кислоты, которые полностью реагируют таким образом, называются сильными кислотами , а HCl является одним из немногих обычных кислотных соединений, которые классифицируются как сильные (таблица 1).

Составная формула Наименование в водном растворе
HBr бромистоводородная кислота
HCl соляная кислота
Привет йодистоводородная кислота
HNO 3 азотная кислота
HClO 4 хлорная кислота
HClO 3 хлористоводородная кислота
Н 2 SO 4 серная кислота
Таблица 1. Общие сильные кислоты

 Значительно большее количество соединений ведут себя как слабые кислоты и лишь частично реагируют с водой, оставляя подавляющее большинство растворенных молекул в их исходной форме и генерируя относительно небольшое количество ионов гидроксония.

Составная формула Наименование в водном растворе
ВЧ фтористоводородная кислота
ХКН синильная кислота
HC 2 H 3 O 2 уксусная кислота
HNO 2 азотистая кислота
HClO хлорноватистая кислота
HClO 2 хлорноватистая кислота
Н 2 SO 3 сернистая кислота
H 2 CO 3 угольная кислота
H 3 Заказ на покупку 4 фосфорная кислота
Таблица 2. {-}[/latex](рисунок 2). Использование двойной стрелки в приведенном выше уравнении обозначает аспект частичной реакции этого процесса, понятие, полностью рассмотренное в главах, посвященных химическому равновесию.) Рисунок 2. (a) Такие фрукты, как апельсины, лимоны и грейпфруты, содержат слабокислую лимонную кислоту. б) уксус содержит слабую уксусную кислоту. (кредит a: модификация работы Скотта Бауэра; кредит b: модификация работы Brücke-Osteuropa/Wikimedia Commons)

Основание представляет собой вещество, которое растворяется в воде с образованием гидроксид-ионов, OH .Наиболее распространенными основаниями являются ионные соединения, состоящие из катионов щелочных или щелочноземельных металлов (группы 1 и 2) в сочетании с ионом гидроксида, например, NaOH и Ca(OH) 2 . Когда эти соединения растворяются в воде, ионы гидроксида высвобождаются непосредственно в раствор. Например, KOH и Ba(OH) 2 растворяются в воде и полностью диссоциируют с образованием катионов (K + и Ba 2+ соответственно) и ионов гидроксида OH . Эти основания, наряду с другими гидроксидами, полностью диссоциирующими в воде, считаются сильными основаниями .{-}(водный)[/латекс]

Это уравнение подтверждает, что гидроксид натрия является основанием. При растворении в воде NaOH диссоциирует с образованием ионов Na + и OH . Это также верно для любого другого ионного соединения, содержащего ионы гидроксида. Поскольку процесс диссоциации практически завершен, когда ионные соединения растворяются в воде в типичных условиях, NaOH и другие ионные гидроксиды классифицируются как сильные основания.

В отличие от ионных гидроксидов, некоторые соединения образуют гидроксид-ионы при растворении в результате химической реакции с молекулами воды.Во всех случаях эти соединения реагируют лишь частично и поэтому классифицируются как слабые основания . Эти типы соединений также широко распространены в природе и являются важным сырьем в различных технологиях. Например, глобальное производство слабоосновного аммиака обычно превышает 100 метрических тонн в год, и он широко используется в качестве сельскохозяйственного удобрения, сырья для химического синтеза других соединений и активного ингредиента в бытовых чистящих средствах (рис. {-}(водный)[/латекс]

В обычных условиях только около 1% растворенного аммиака присутствует в виде ионов NH 4 + .

Рисунок 3. Аммиак — это слабое основание, используемое в различных областях. (а) Чистый аммиак обычно применяется в качестве сельскохозяйственного удобрения. (b) Разбавленные растворы аммиака являются эффективными бытовыми чистящими средствами. (кредит a: модификация работы Национальной службы охраны ресурсов; кредит b: модификация работы pat00139)

Кислотно-основные реакции

Кислотно-щелочная реакция — это реакция, в которой ион водорода H + переходит от одного химического соединения к другому.Такие реакции имеют центральное значение для многочисленных природных и технологических процессов, начиная от химических превращений, происходящих в клетках, в озерах и океанах, и заканчивая промышленным производством удобрений, фармацевтических препаратов и других веществ, необходимых обществу. Поэтому предмет кислотно-щелочной химии заслуживает тщательного обсуждения.

Реакция между кислотой и основанием называется кислотно-щелочной реакцией или реакцией нейтрализации .Хотя кислоты и основания имеют свой собственный уникальный химический состав, кислота и основание нейтрализуют химический состав друг друга, образуя довольно безобидное вещество — воду. На самом деле, общая кислотно-щелочная реакция есть

кислота + основание [латекс]\longrightarrow[/латекс] вода + соль

, где термин соль  используется для определения любого ионного соединения (растворимого или нерастворимого), которое образуется в результате реакции между кислотой и основанием. В химии слово соль относится не только к поваренной соли.Например, сбалансированное химическое уравнение для реакции между HCl (водн.) и KOH (водн.) равно

.

HCl(водн.) + KOH(водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] H 2 O(л) + KCl(водн. )

, где соль представляет собой KCl. Подсчитав количество атомов каждого элемента, мы находим, что в качестве продукта образуется только одна молекула воды. Однако в реакции между HCl(водн.) и Mg(OH) 2 (водн.) требуются дополнительные молекулы HCl и H 2 O, чтобы сбалансировать химическое уравнение:

2 HCl(водн.) + Mg(OH) 2 (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] 2 H 2 O(л) + MgCl 2 (водн.)

Здесь соль MgCl 2 .Это одна из нескольких реакций, которые происходят, когда тип антацида — основание — используется для лечения желудочной кислоты.

Существуют кислотно-основные реакции, которые не подчиняются приведенному выше «общему кислотно-основному уравнению». Например, сбалансированное химическое уравнение для реакции между HCl (водн.) и NH 3 (водн.) равно

.

HCl(водн.) + NH 3 (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] NH 4 Cl(водн.)

Пример 1

Напишите реакции нейтрализации каждой кислоты и основания.

a) HNO 3 (водн.) и Ba(OH) 2 (водн.)             b)H 3 PO 4 (водн.) и Ca(OH) 2 (водн.)

 

Раствор

Сначала мы напишем химическое уравнение с формулами реагентов и ожидаемых продуктов; тогда мы сбалансируем уравнение.

а) Ожидаемыми продуктами являются вода и нитрат бария, поэтому начальная химическая реакция

HNO 3 (водн.) + Ba(OH) 2 (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] H 2 O(л) + Ba(NO 3 ) 2 (водн.)

Чтобы сбалансировать уравнение, нам нужно понять, что будет две молекулы H 2 O, поэтому требуются две молекулы HNO 3 :

2HNO 3 (водн.) + Ba(OH) 2 (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] 2H 2 O(л) + Ba(NO 3 ) 2 (водн.)

Это химическое уравнение теперь сбалансировано.

b) Ожидаемыми продуктами являются вода и фосфат кальция, поэтому исходное химическое уравнение равно

.

H 3 PO 4 (водн.) + Ca(OH) 2 (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] H 2 O(л) + Ca 3 (PO 4 ) 2 (с)

Согласно правилам растворимости, Ca 3 (PO 4 ) 2 нерастворим, поэтому он имеет метку фазы (s). Чтобы сбалансировать это уравнение, нам нужны два иона фосфата и три иона кальция; мы получаем шесть молекул воды, чтобы сбалансировать уравнение:

2 H 3 PO 4 (водн.) + 3 Ca(OH) 2 (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс]6 H 2 O(ℓ) + Ca 3 (PO 4 ) 2 (с)

Это химическое уравнение теперь сбалансировано.

 

Проверь себя

Напишите реакцию нейтрализации H 2 SO 4 (водн.) и Sr(OH) 2 (водн.).

 

Ответить

H 2 SO 4 (водн. ) + Sr(OH) 2 (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс]2 H 2 O(л) + SrSO 4 (05) 900

Реакции нейтрализации — это один из видов химических реакций, которые протекают, даже если один из реагентов не находится в водной фазе.Например, химическая реакция между HCl(aq) и Fe(OH) 3 (s) по-прежнему протекает по уравнению

3 HCl(водн.) + Fe(OH) 3 (т) [латекс]\longrightarrow[/латекс]3 H 2 O(л) + FeCl 3 (водн.)

, хотя Fe(OH) 3 не растворяется. Когда известно, что Fe(OH) 3 (s) является компонентом ржавчины, это объясняет, почему некоторые чистящие растворы для пятен ржавчины содержат кислоты — в результате реакции нейтрализации образуются растворимые и смываемые продукты.Одним из способов удаления ржавчины и пятен ржавчины является промывка кислотами, такими как HCl, но HCl следует использовать с осторожностью!

Полные и суммарные ионные реакции для реакций нейтрализации будут зависеть от того, растворимы ли реагенты и продукты, даже если кислота и основание реагируют. Например, в реакции HCl(водн.) и NaOH(водн.)

HCl(водн.) + NaOH(водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс]H 2 O(л) + NaCl(водн.)

полная ионная реакция

H + (водн.) + Cl (водн.) + Na + (водн.) + OH (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс]H 2 O(ℓ) + Na + (водн.) + Cl (водн.)

Ионы Na + (водн.) и Cl (водн.) являются ионами-спектаторами, поэтому мы можем удалить их, чтобы получить

H + (водн.) + OH (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] H 2 O(ℓ)

как результирующее ионное уравнение.Если бы мы хотели записать это в терминах иона гидроксония, H 3 O + (водн.), мы бы написали это как

H 3 O + (водн.) + OH (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] 2H 2 O(ℓ)

За исключением введения дополнительной молекулы воды, эти два суммарных ионных уравнения эквивалентны.

 

Исследуйте микроскопическое изображение сильных и слабых кислот и оснований.

 

Газообразующие кислотно-основные реакции

Движущей силой некоторых кислотно-щелочных реакций является образование газа.Обычно образуются газы H 2 , O 2 и CO 2 .

Например:

2HCl(водн.) + Na 2 CO 3 (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] H 2 CO 3 (водн.) + 2NaCl(водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс ] CO 2 (г) + H 2 O(ж) + 2NaCl(водн.)

Приведенный выше пример можно рассматривать как кислотно-щелочную реакцию с последующим разложением. Движущей силой в этом случае является газообразование. Разложение H 2 CO 3 на CO 2 и H 2 O является очень распространенной реакцией.Как Na 2 CO 3 , так и NaHCO 3 в смеси с кислотой приводят к газообразующей кислотно-основной реакции.

HCl(водн.) + NaHCO 3 (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] H 2 CO 3 (водн.) + NaCl(водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] CO 2 (г) + H 2 O(ж) + NaCl(водн.)

Приложение «Еда и напитки»: Кислоты в продуктах питания

Многие продукты и напитки содержат кислоты. Кислоты придают кислый вкус пищевым продуктам, что может сделать их более приятными.Например, апельсиновый сок содержит лимонную кислоту H 3 C 6 H 5 O 7 . Обратите внимание, как эта формула показывает атомы водорода в двух местах; первые записанные атомы водорода — это атомы водорода, которые могут образовывать ионы H + , а вторые записанные атомы водорода являются частью цитрат-иона, C 6 H 5 O 7 3− . Лимоны и лаймы содержат гораздо больше лимонной кислоты — примерно в 60 раз больше, — поэтому эти цитрусовые более кислые, чем большинство апельсинов. Уксус представляет собой примерно 5% раствор уксусной кислоты (HC 2 H 3 O 2 ) в воде. Яблоки содержат яблочную кислоту (H 2 C 4 H 4 O 5 ; название яблочная кислота происходит от ботанического названия рода яблок, malus ), а молочная кислота (1HC 2 30903 5 O 3 ) содержится в вине и кисломолочных продуктах, таких как йогурт и некоторые твороги.

В таблице 3 «Различные кислоты, содержащиеся в пищевых продуктах и ​​напитках» перечислены некоторые кислоты, содержащиеся в пищевых продуктах либо в естественном виде, либо в виде добавок.Часто в качестве добавок используются соли кислотных анионов, такие как глутамат натрия (MSG), который представляет собой натриевую соль, полученную из глутаминовой кислоты. Читая список, вы должны прийти к неизбежному выводу, что избежать кислот в еде и напитках невозможно.

загуститель антиоксидант антиоксидант загуститель и эмульгатор
Название кислоты Кислотная формула Использование и внешний вид
уксусная кислота HC 2 H 3 O 2 ароматизатор; найдено в уксусе
адипиновая кислота Н 2 С 6 Н 8 О 4 ароматизатор; содержится в обработанных пищевых продуктах и ​​некоторых антацидах
альгиновая кислота разные ; содержится в напитках, мороженом и продуктах для похудения
аскорбиновая кислота HC 6 H 7 O 6 , также известный как витамин С; содержится во фруктах и ​​овощах
бензойная кислота HC 6 H 5 CO 2 консервант; содержится в обработанных пищевых продуктах
лимонная кислота Н 3 С 6 Н 5 О 7 ароматизатор; содержится в цитрусовых
дегидроуксусная кислота HC 8 H 7 O 4 консервант, особенно для клубники и тыквы
эритробиновая кислота HC 6 H 7 O 6 ; содержится в обработанных пищевых продуктах
жирные кислоты разные ; содержится в обработанных пищевых продуктах
фумаровая кислота Н 2 С 4 Н 2 О 4 ароматизатор; кислотный реагент в некоторых разрыхлителях
глутаминовая кислота H 2 C 5 H 7 НЕТ 4 ароматизатор; содержится в обработанных пищевых продуктах и ​​помидорах, некоторых сырах и соевых продуктах
молочная кислота HC 3 H 5 O 3 ароматизатор; содержится в вине, йогурте, твороге и других кисломолочных продуктах
яблочная кислота Н 2 С 4 Н 4 О 5 ароматизатор; содержится в яблоках и незрелых фруктах
фосфорная кислота Н 3 Заказ на покупку 4 ароматизатор; встречается в некоторых колах
пропионовая кислота HC 3 H 5 O 2 консервант; найдено в выпечке
сорбиновая кислота HC 6 H 7 O 2 консервант; содержится в обработанных пищевых продуктах
стеариновая кислота HC 18 H 35 O 2 средство против слеживания; найдено в леденцах
янтарная кислота Н 2 С 4 Н 4 О 4 ароматизатор; содержится в вине и пиве
винная кислота Н 2 С 4 Н 4 О 6 ароматизатор; содержится в винограде, бананах и тамариндах

Таблица 3. Различные кислоты, обнаруженные в продуктах питания и напитках

Ключевые понятия и резюме

Химические реакции классифицируются по схожим моделям поведения. Кислотно-основные реакции включают перенос ионов водорода между реагентами.

Общие кислотно-щелочные реакции, также называемые реакциями нейтрализации, можно резюмировать следующим уравнением реакции:

КИСЛОТА(водн.) + ОСНОВАНИЕ(водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] H 2 O(л) + СОЛЬ(водн.) или (тв)

ДВИЖУЩЕЙ СИЛОЙ общей кислотно-щелочной реакции является образование воды.

Газообразующие кислотно-щелочные реакции можно резюмировать следующим уравнением реакции:

КИСЛОТА(водная) + NaHCO 3 или Na 2 CO 3 (водная) [латекс]\longrightarrow[/латекс] H 2 O(ж) + CO 2 (г) + СОЛЬ( водный) или (с)

ДВИЖУЩЕЙ СИЛОЙ газообразующей кислотно-основной реакции является образование газа. Есть три способа

Существует три способа представления реакции нейтрализации с использованием молекулярного уравнения, полного ионного уравнения или результирующего ионного уравнения, как описано в разделе 6. 1.

Обзор-Отражение, Расширение

1. Предскажите продукты каждой из перечисленных кислотно-основных комбинаций. Предположим, что происходит реакция нейтрализации. Напишите сбалансированное химическое уравнение для каждой реакции нейтрализации.

а) HCl и KOH

б) H 2 SO 4 и KOH

2. Объясните, почему результирующее ионное уравнение для реакции нейтрализации между HCl (водн.) и KOH (водн.) совпадает с результирующим ионным уравнением для реакции нейтрализации между HNO 3 (водн.) и RbOH.

3. Напишите полное и сводное ионное уравнения для реакции нейтрализации между HCl (водн.) и KOH (водн.), используя ион гидроксония вместо H + . Какая разница при использовании иона гидроксония?

Расширить

Многие фармацевтические препараты содержат атомы N в своей химической структуре и могут действовать как слабые основания подобно аммиаку. Когда это происходит, азот захватывает водород, и молекула становится катионом. Возникают два важных следствия: во-первых, катион может быть соединен с ионом, таким как хлорид или сукцинат, с образованием ионного соединения, из которого можно сделать твердую таблетку.Во-вторых, молекула лекарства будет иметь повышенную растворимость в воде. Почему это важно? Поищите в Интернете «переключатель растворимости лекарств» и посмотрите, что вы можете узнать.

 

Ответы

1. а) KCl и H 2 O     HCl + KOH [латекс]\longrightarrow[/latex] KCl + H 2 O

b) K 2 SO 4 и H 2 o H 2 O H 2 SO 4 + 2 KOH [LATEX] \ Longrightarrow [/ латекс] k 2 SO 4 + 2 ч 2 О

2.Поскольку соли растворимы в обоих случаях, чистая ионная реакция представляет собой просто H + (водн.) + OH (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] H 2 O(л).

3. Полное ионное уравнение:

H 3 O + (водн. ) + Cl (водн.) + K + (водн.) + OH (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] 2 H 2 2 2 2 2 O(л) + K + (водн.) + Cl (водн.)

Суммарное ионное уравнение:

H 3 O + (водн.) + OH (водн.) [латекс]\longrightarrow[/латекс] 2 H 2 O(ℓ)

Разница заключается просто в присутствии дополнительной молекулы воды в качестве продукта.

Глоссарий

кислота: вещество, образующее H 3 O + при растворении в воде

кислотно-щелочная реакция: реакция, включающая перенос иона водорода между реагентами

основание: вещество, образующее OH при растворении в воде

реакция нейтрализации: реакция между кислотой и основанием с образованием соли и воды

соль:  ионное соединение, которое может быть образовано реакцией кислоты с основанием, содержащим катион и анион, кроме гидроксида или оксида

сильная кислота: кислота, которая полностью реагирует при растворении в воде с образованием ионов гидроксония

сильное основание: основание, которое полностью реагирует при растворении в воде с образованием гидроксид-ионов

слабая кислота: кислота, которая лишь в незначительной степени реагирует при растворении в воде с образованием ионов гидроксония

слабое основание: основание, которое лишь в незначительной степени реагирует при растворении в воде с образованием гидроксид-ионов

Введение в кислотно-щелочные реакции — магистр органической химии

Продолжая изучение четырех основных классов реакций, с которыми вы сталкиваетесь в организации 1, давайте рассмотрим первый из этих четырех: кислотно-основные реакции. Здесь основное внимание уделяется не тому, чтобы понять , почему  все происходит так, а не иначе — это придет позже. Первоначальная цель — уметь распознавать то, что  происходит.

Точно так же, как когда вы читаете роман или смотрите фильм в первый раз, ваше основное внимание, вероятно, сосредоточено на сюжете. Как только вы поймете сюжет фильма, вы сможете приступить к более глубокому анализу персонажей, обстановки, смысла фильма и так далее.

Великую речь Курта Воннегута о сюжетах в романах можно применить и к органической химии.[См. ниже]

«Сюжет» химической реакции в основном анализирует, какие связи рвутся, а какие образуются. Итак, давайте посмотрим на следующие четыре реакции. Прежде чем вы это сделаете, предполагается, что вы знакомы с диаграммами линий связи и «скрытыми» атомами водорода — если вам нужно освежить знания, это видео может оказаться полезным. Также предполагается, что вы знаете, что реагентов  являются структурами слева от стрелки реакции (или над ней) и что продуктов  являются структурами справа от стрелки реакции.

Вы заметите, что на поверхности они могут выглядеть совершенно по-разному — все эти разные структуры! – , но основной сюжет каждой реакции один и тот же . Мы разрываем связь Н-(атом) и образуем связь Н-(атом). В то же время мы также соединяем двух «остаточных» партнеров, чтобы сформировать соль , состоящую из двух противоположно заряженных ионов.

Рассмотрим последнюю реакцию более подробно. Здесь мы разрываем связь C-H и (ионную) связь Na-Nh3 и образуем связь N-H, а также (ионную) связь C-Na.

В этой реакции четыре «актера» — как в каждой кислотно-щелочной реакции — и у нас есть имена для всех из них.

Реагент, в котором разрывается связь с H, представляет собой кислоту .

Реагент, в котором образуется связь с H, представляет собой основание

Продукт, образующийся при разрыве связи с H  , называется сопряженным основанием .

Продукт, образующийся, когда связь с Н представляет собой , образующуюся , называется сопряженной кислотой .

Мы также можем нарисовать обратную реакцию предыдущей. Посмотрите на это внимательно. Мы все еще разрываем связь с H и формируем связь с H, но мы поменяли все местами. Мы расщепляем N-H и C-Na и образуем N-Na и C-H. Это все еще кислотно-щелочная реакция.

Есть только одно — эксперимент говорит нам, что эта реакция не происходит в сколько-нибудь заметной степени.

Один из способов объединения «прямой» и «обратной» реакций — использовать стрелку равновесия.Если мы нарисуем это таким образом, другой способ сделать то же самое состоит в том, что равновесие благоприятствует продукту справа.

Интересно! Значит, не все кислотно-щелочные реакции равновероятны. Это вызывает некоторые вопросы.

  • Почему одни кислотно-основные реакции идут, а другие нет?
  • Какие факторы определяют силу кислот и оснований?
  • Как определить положение равновесия кислотно-щелочной реакции?

Как только вы научитесь распознавать кислотно-щелочные реакции, мы сможем начать думать об ответах на подобные вопросы. Мы также можем начать думать о зарядах (или частичных зарядах) каждого реагента, а затем начать изображать куда движутся электроны.

 

Кислотно-основные реакции | Каролина.com

Изучите свойства кислот и оснований, узнайте, как рН является измерением концентрации ионов гидроксония и гидроксида, и попрактикуйтесь в титровании и использовании бумаги и индикаторов рН. Линейка химических демонстрационных наборов Carolina Chemonstrations® — отличный способ представить или повторить концепции кислот и оснований.Или проведите полноценную лабораторную работу с помощью набора Carolina ChemKit®.

  • 60120240300За страницу
  • Сортировать по Мы рекомендуемНовые поступленияБестселлерыЦена, от низкой до высокойЦена, от высокой до низкойНазвание — A-ZНазвание — Z-A
  • Настольные измерители OHAUS 4 продукта $383,00 — $625,00 Быстрый просмотр
  • Американское химическое общество: Набор для занятий в лаборатории красочных подсказок по химии Товар №841083 52 доллара. 55 Быстрый просмотр
  • Набор кислот и оснований Товар №841091 28,50 долларов США Быстрый просмотр
  • Американское химическое общество: CO 2 в набор для работы в спасательной лаборатории Товар №841087 102,50 доллара США Быстрый просмотр
  • Американское химическое общество: Химия — набор для изучения мира в лаборатории Товар №841081 138 долларов.50 Быстрый просмотр
  • Кислотный универсальный индикатор 2 продукта 5,55–49 долларов США Быстрый просмотр
  • Carolina ChemKits®: расширенная стехиометрия 2 продукта 5,95–99 долларов США Быстрый просмотр
  • Наборы тем по химии Carolina®: кислоты, основания и pH Товар №840862 225 долларов.00 Быстрый просмотр
  • Кислотный универсальный индикатор, pH 1–7, лабораторная чистота, 500 мл Товар №848269 49,00 долларов США Быстрый просмотр
  • Carolina Chemonstrations®: набор «Реакция в сумке» Товар №840382 $33,00 Быстрый просмотр
  • Carolina Chemonstrations®: набор радужных индикаторов Товар №840333 49 долларов. 00 Быстрый просмотр
  • Яркие демонстрации с комплектом светящихся палочек Товар №840331 33,55 доллара США Быстрый просмотр
  • Carolina Chemonstrations® для использования с набором AP® Chemistry: Changes in Matter Kit Товар №840344 30,50 $ 25,93 $ Быстрый просмотр
  • Комплект акустической проводимости Товар №840895 33 доллара.00 Быстрый просмотр
  • Carolina Chemonstrations®: синтез нейлона Товар №840339 29,95 долларов США Быстрый просмотр
  • Carolina ChemKits®: Молоко магнезии Радуга Товар №840671 $68,40 Быстрый просмотр
  • Исследования в науке: набор для обнаружения кислот и оснований 2 продукта 174 доллара.40 — 187,25 долларов США Быстрый просмотр
  • Carolina ChemKits®: изучение кислот и оснований Товар №840665 118,85 долларов США Быстрый просмотр
  • Carolina ChemKits®: комплект для измерения pH Товар №840667 75,75 долларов США Быстрый просмотр
  • Carolina Chemonstrations®: набор для электролиза воды Товар №840301 25 долларов. 30 Быстрый просмотр
  • Набор для идентификации химических реакций Товар №840658 154,75 доллара США Быстрый просмотр
  • Carolina® Acid Indigestion BioKit® Товар №840974 $61.00 Быстрый просмотр
  • Фенолфталеин 7 продуктов 4 доллара.80 — 17 долларов США Быстрый просмотр
  • Универсальные индикаторные полоски pH 4 продукта 23,25–33,95 долларов США Быстрый просмотр
  • Уксус 3 продукта 4,55–11,15 долларов США Быстрый просмотр
  • Уксусная кислота 7 продуктов 5,55–68 долларов США Быстрый просмотр
  • Гидроксид аммония 4 продукта 6 долларов.50 — 31,25 долл. США Быстрый просмотр
  • Универсальный индикатор Богена 2 продукта 9,25–15,55 долларов США Быстрый просмотр
  • Бромтимоловый синий 11 продуктов 3,65–76,60 долларов США Быстрый просмотр
  • Бромфеноловый синий 3 продукта 8,60–23,30 долларов США Быстрый просмотр
  • Бромтимоловый синий ChemКапсулы 2 продукта 6 долларов. 50 — 48,95 долларов США Быстрый просмотр
  • Буферные растворы для тестирования pH 15 продуктов 7,25–41,40 долларов США Быстрый просмотр
  • Буфер, Chemvelope 13 товаров 17,00–38,35 долларов США Быстрый просмотр
  • Конго красный 3 продукта 10,20 – 28 долларов США Быстрый просмотр
  • Диспенсер для бумаги Hydrion AB pH (pH 1.от 0 до 11,0) 3 продукта 13,40–28,40 долларов США Быстрый просмотр
  • pH-полоски Hydrion AB (pH от 1,0 до 11,0) 2 продукта 21,15 – 21,80 долл. США Быстрый просмотр
  • Буферные капсулы Hydrion® 11 продуктов 11,05–11,45 долларов США Быстрый просмотр
  • Бумажные диспенсеры Hydrion Spectral pH (pH от 1,0 до 14,0) 3 продукта 7 долларов.50 — 34,25 долл. США Быстрый просмотр
  • Hydrion® Spectral pH Strips 4 продукта 13,20–599,00 долларов США Быстрый просмотр
  • Соляная кислота 14 продуктов 6,75–53,80 долларов США Быстрый просмотр
  • Известковая вода лабораторного качества 2 продукта 5,30–12,70 долларов США Быстрый просмотр
  • Лакмусовая бумага 2 продукта 14 долларов. 85 — 14,85 долл. США Быстрый просмотр
  • Полоски лакмусовой бумаги 6 продуктов 1,85–14,50 долларов США Быстрый просмотр
  • Метиловый апельсин, индикатор, натриевая соль 3 продукта 5,90–17,25 долларов США Быстрый просмотр
  • Метиловый красный, индикатор 2 продукта 14,95–27,80 долларов США Быстрый просмотр
  • Азотная кислота 4 продукта 18 долларов.95 – 78,40 долл. США Быстрый просмотр
  • Феноловый красный, натриевая соль 5 продуктов 7,95–34,35 долларов США Быстрый просмотр
  • Гидроксид калия 3 продукта 9,25–24,40 долларов США Быстрый просмотр
  • Гидроксид натрия 14 продуктов 6,50–60,60 долларов США Быстрый просмотр
  • Серная кислота 9 продуктов 6 долларов.75 — 59,95 долларов США Быстрый просмотр
  • Исследования в науке: реакции, химический и ядерный лабораторный пакет Товар № 251303 1260,90 долларов США Быстрый просмотр
  • Fizz Wizard and Jammin’ Jelly Reaction Class Chemistry Kit Товар №840449 $73,50 Быстрый просмотр
  • Краснокочанная капуста Jiffy Juice Kit Товар №840466 15 долларов. 40 Быстрый просмотр
  • Carolina ChemKits®: ограничивающие реагенты и набор антацидов Товар №840685 $67,70 Быстрый просмотр
  • Введение в набор для биохимии 1 Товар №841114 203,50 доллара США Быстрый просмотр
  • Набор «Химия сложных эфиров» Товар №841180 180 долларов.00 Быстрый просмотр
  • Порошок для выпечки Товар №846700 4,90 доллара США Быстрый просмотр
  • Бромкрезол зеленый индикаторный раствор, 0,04%, лабораторная чистота, 100 мл Товар №848943 $6,75 Быстрый просмотр
  • Набор буферов, капсулы, с цветовой маркировкой, pH 4, 7 и 10, лабораторная чистота Товар №849316 33 доллара.80 Быстрый просмотр
  • Крезол красный лабораторного качества, 1 г Товар № 856053 $10,10 Быстрый просмотр
  •  
  • 60120240300За страницу
  • Сортировать по Мы рекомендуемНовые поступленияБестселлерыЦена, от низкой до высокойЦена, от высокой до низкойНазвание — A-ZНазвание — Z-A

Глава 12 – Кислотно-основная химия

Введение

Термины кислота и основание использовались в течение нескольких сотен лет. Кислоты были веществами, имевшими кислый вкус, вызывающими коррозию и реагирующими с веществами, называемыми основаниями. Вещества, имевшие горький вкус, делающие кожу скользкой при контакте и реагирующие с кислотами, назывались основаниями . Однако эти простые определения пришлось уточнить, поскольку химические свойства кислот и оснований стали лучше понимать. Первое химическое определение кислот и оснований дал Сванте Аррениус. Кислота Аррениуса — это вещество, которое образует ионы H 1+ при растворении в воде, а основание Аррениуса — это вещество, которое образует ионы OH 1– при растворении в воде.В этой теории кислота ионизирует в воде как ионное вещество, а константа равновесия реакции называется константой ионизации кислоты . Например, ионизация аррениусовой кислоты HCl в воде представлена ​​следующим образом: Нейтрализация представляет собой реакцию кислоты и основания с образованием воды и соли .

HCl + NaOH → H 2 O + NaCl

NaCl представляет собой соль .Обратите внимание, что катион соли образуется из основания, а анион из кислоты. Кислотно-основная теория Аррениуса очень ограничена, потому что ее определения ограничены поведением в воде. Следовательно, были разработаны более широкие определения для этих очень важных классов соединений. В этой главе мы исследуем теории кислотно-щелочной химии Льюиса и Бренстеда-Лоури. Теория Льюиса является самой широкой и обсуждается первой.

12.1 Кислоты и основания Льюиса

Введение

Самое широкое определение кислот и оснований дано Льюисом.По этому определению большое количество реакций можно отнести к кислотно-щелочным реакциям. В этом разделе мы вводим кислоты и основания Льюиса и используем изогнутые стрелки, чтобы показать механизм кислотно-основной реакции Льюиса. Эти темы будут снова использованы в главе 13 «Органическая химия».
Предпосылки
Цели
  • Дайте определение кислоте Льюиса и основанию Льюиса.
  • Опишите кислотно-основную реакцию Льюиса.
  • Назовите кислоты и основания Льюиса.
  • Объясните, как с помощью изогнутых стрелок показан механизм кислотно-основной реакции Льюиса.
  • Различают перенос электрона и кислотно-основную реакцию Льюиса.

12.1-1. Определения

Кислотно-основная реакция Льюиса превращает неподеленную пару основания и пустую орбиталь кислоты в ковалентную связь.

  • Кислота Льюиса — это вещество, имеющее пустую орбиталь, которую оно может использовать для разделения неподеленной пары для образования связи.
  • Основание Льюиса — это вещество, имеющее неподеленную пару, которую оно может разделить в ковалентной связи.
  • Кислотно-основная реакция Льюиса представляет собой превращение неподеленной пары основания и пустой орбитали кислоты в ковалентную связь между кислотой и основанием.
Продукт кислотно-основной реакции Льюиса представляет собой ковалентную связь между кислотой и основанием. Оба связывающих электрона исходят от основания, так что это координационная ковалентная связь. Изогнутая стрелка от неподеленной пары к атому с пустой орбиталью используется, чтобы показать, что неподеленная пара станет связующей парой между двумя атомами.

12.1-2. Кислоты и основания Льюиса

Базы Льюиса
  • Основание Льюиса должно содержать хотя бы одну неподеленную пару электронов.
  • Все анионы являются основаниями Льюиса, но не все основания Льюиса являются анионами.
  • Неподеленная пара часто, но не всегда, расположена на атомах кислорода или азота.
  • Прочность основания увеличивается за счет электронной плотности.
Прочность основания зависит от плотности электронов в области неподеленной пары, чем больше плотность электронов, тем прочнее основание. Следовательно, сила основания зависит от групп вокруг неподеленной пары. Например, рассмотрим относительную силу следующих оснований, которые являются основными из-за неподеленных пар на атоме кислорода.

CH 3 O 1– > HO 1– > ClO 1–

CH 3 O 1– является самым сильным основанием, поскольку группа CH 3 смещает электронную плотность на атом кислорода. ClO 1– является самым слабым, поскольку электроотрицательный атом хлора снимает электронную плотность с кислорода.В верхнем ряду рис. 12.2 показаны некоторые основания Льюиса, являющиеся молекулами. В каждом случае неподеленная пара находится на атоме азота или кислорода, что является обычным явлением в основаниях Льюиса, которые являются молекулами. Анионы также являются основными по Льюису. Анион хлорида является очень слабым основанием Льюиса, в то время как ион сероводорода (HS 1–) и ион ацетата (C 2 H 3 O 2 1–) являются обычными слабыми основаниями Льюиса.
Кислоты Льюиса
Кислоты Льюиса часто труднее идентифицировать.Следующее должно помочь.
  • Кислота Льюиса должна иметь возможность разместить дополнительную электронную область (новую связь), поэтому, если она подчиняется правилу октетов, атом кислоты Льюиса должен иметь менее четырех областей.
  • Атаке одинокой пары способствует положительный заряд, поэтому кислотность Льюиса усиливается положительным зарядом.
  • Все катионы являются кислотами Льюиса, но не все кислоты Льюиса являются катионами.
Кислотные центры Льюиса на рис. 12.3, каждый из которых содержит менее четырех электронных областей, показаны красным. AlCl 3 имеет дефицит электронов, потому что алюминий имеет только шесть валентных электронов. Молекулы с атомами с дефицитом электронов являются сильными кислотами Льюиса. SO 3 и CO 2 не являются дефицитными по электронам, но центральный атом в каждом из них имеет менее четырех электронных областей (три вокруг S и две вокруг C), поэтому они являются кислотами Льюиса. Их кислотность усиливается положительным формальным зарядом.Катионы, такие как Ag 1+ и H 1+ , которые имеют довольно низкоэнергетические пустые орбитали, также являются хорошими кислотами Льюиса.

12.1-3. Кислотность и основность Льюиса и орбитальная энергия

Связь между двумя атомами является ковалентной только тогда, когда взаимодействующие орбитали имеют одинаковую энергию, потому что большие энергетические расстояния благоприятствуют ионным связям. Таким образом, образование координированной ковалентной связи в кислотно-основной реакции Льюиса облегчается, когда энергия пустой орбитали кислоты Льюиса близка к энергии неподеленной пары основания Льюиса.Энергии неподеленных пар обычно ниже, чем у пустых орбиталей, поэтому самые сильные взаимодействия происходят, когда энергия неподеленной пары высока для неподеленной пары, а энергия пустой орбитали низка для пустой орбитали. Например, рассмотрим случаи Na 1+ и Ag 1+ , как показано на рисунке. Энергия пустой орбитали Ag 1+ значительно ниже, чем у Na 1+ ; т. е. энергия пустой орбитали Ag 1+ мала для пустой орбитали.Таким образом, пустая орбиталь на Ag 1+ достаточно близка к неподеленной паре иона Br 1–, так что связь Ag–Br является ковалентной. Однако энергия пустой орбитали на Na 1+ настолько велика, что связь Na–Br является ионной. Таким образом, Ag 1+ является достаточно сильной кислотой Льюиса, чтобы реагировать с ионом Br 1–, но кислотность Na 1+ настолько слаба, что этого не происходит. Действительно, Na 1+ является настолько слабой кислотой Льюиса (его орбитали так высокоэнергетичны), что не действует как кислота в водных растворах.В общем, H 1+ и катионы металлов с высоким эффективным ядерным зарядом (такие металлы, как Ag и Pb, лежащие внизу и справа от таблицы Менделеева) имеют пустые орбитали с относительно низкой энергией, поэтому они являются льюисовскими. кислые, но катионы металлов в левой части таблицы Менделеева представляют собой такие слабые кислоты Льюиса, что их кислотностью в большинстве случаев можно пренебречь. Делаем вывод следующее.

Сильные кислоты Льюиса имеют низкоэнергетические пустые орбитали, а сильные основания Льюиса имеют высокоэнергетические неподеленные пары.

12.1-4. Окислители и кислоты

Окислители и кислоты Льюиса характеризуются пустыми валентными орбиталями с низкой энергией, в то время как восстановители и основания Льюиса имеют электроны с высокой энергией. Следовательно, многие кислоты Льюиса также являются окислителями, а многие основания Льюиса также являются восстановителями. Действительно, окислители и кислоты Льюиса часто определяют как акцепторы электронов, а восстановители и основания Льюиса — как доноры электронов. Возникает очевидный вопрос: «Что определяет, передаются ли электроны или делятся, когда неподеленная пара вступает в контакт с пустой орбиталью?» Как это часто случалось в нашем изучении химии, ответ заключается в их относительных энергиях: электроны делают то, что наиболее эффективно увеличивает их электрический потенциал, чтобы понизить свою энергию. Если энергия пустой орбитали ниже, чем у неподеленной пары, электроны просто переходят от восстановителя к более положительному электрическому потенциалу окислителя в окислительно-восстановительной реакции. Однако, если пустая орбиталь имеет более высокую энергию, электроны снижают свою энергию, образуя ковалентную связь между кислотой и основанием, что увеличивает их электрический потенциал, подвергая их воздействию части ядерного заряда кислоты. Пример H 1+ , который одновременно является окислителем и кислотой, рассмотрен на рисунке 12.5. Если H 1+ сталкивается с атомом цинка, он ведет себя как окислитель и принимает электроны с более высокой энергией от восстановителя цинка. Однако электроны не будут перетекать с иона Br 1– на орбиталь с более высокой энергией на H 1+ , поэтому неподеленная пара на ионе Br 1– снижает свою энергию, образуя ковалентную связь H–Br. Br 1– является основанием в присутствии H 1+ , но является восстановителем в присутствии чего-то вроде Cl 2 , имеющего пустую орбиталь при более низкой энергии (2 Br 1– + Cl 2 → Br 2 + 2 Cl 1– ).

12.1-5. Изогнутые стрелки в кислотно-основных реакциях Льюиса

Изогнутые стрелки, указывающие от неподеленной пары к атому, указывают, что неподеленная пара превращается в связывающую пару, в то время как изогнутые стрелки, указывающие от связи к атому, используются, чтобы показать, что связывающая пара превращается в неподеленную пару на атоме.

Изогнутые стрелки всегда начинаются с электронной пары и заканчиваются на атоме, но их значение зависит от того, является ли электронная пара неподеленной или связывающей парой.
Начало изогнутой стрелы
Конец изогнутой стрелы
Реагент Продукт Эффект
неподеленная пара на атоме B атом А Неподеленная пара становится связью A–B.
Соединительная пара A–B атом А Связь A–B становится неподеленной парой на атоме A.

Таблица 12.1

Изогнутые стрелки будут широко использоваться в этой и следующей главах для объяснения механизмов кислотно-основных реакций Льюиса.

12.1-6. Примеры металлов в качестве кислот Льюиса

Ионы Ag 1+ имеют относительно низкоэнергетические пустые орбитали, поэтому они являются хорошими кислотами Льюиса. Ионы Cl 1– имеют неподеленные пары, поэтому они являются основаниями Льюиса. На рис. 12.6а изогнутая стрелка от Cl 1– к Ag 1+ используется для обозначения превращения неподеленной пары на ионе Cl 1– в связь AgCl в кислотно-основной реакции Льюиса.Ионы серебра также реагируют с аммиаком. Обратите внимание, что красная неподеленная пара азота в каждом аммиаке превращается в красную связь Ag–N на рис. 12.6b. На рис. 12.6c атом алюминия AlCl 3 имеет только шесть валентных электронов и три электронных области вокруг него, поэтому AlCl 3 является сильной кислотой Льюиса. Отметим, что в ходе этой реакции Al переходит от трехэлектронных областей и гибридизации sp 2 к четырехэлектронным областям и гибридизации sp 3 .Изменение гибридизации с sp 2 на sp 3 приводит к изменению геометрии с тригональной плоской на тетраэдрическую. Следующая анимация показывает изменение геометрии. Делаем вывод следующее.

Количество электронных групп вокруг кислотного атома Льюиса изменяется при образовании связи, что изменяет геометрию и гибридизацию атома.

12.1-7. Изогнутые стрелки в механизме — пример

Кислотно-основная реакция Льюиса между SO 3 и H 2 O с образованием H 2 SO 4 является основной причиной кислотных дождей. Атом кислорода в молекуле воды содержит две неподеленные пары, поэтому вода является основанием Льюиса, в то время как атом серы в SO 3 имеет только три электронных участка, что делает SO 3 кислотным. Как показано на рис. 12.7а, неподеленная пара атома кислорода в воде делится с атомом серы, образуя новую связь S–O.Одновременно пи-электроны в связи S=O превращаются в неподеленную пару на кислороде (изогнутая стрелка от связи к атому), а гибридизация атома серы идет от sp 2 к sp 3 (от тригонально-плоскостного до тетраэдрического). Полученная структура придает положительный формальный заряд атому кислорода, который устраняется путем переноса протона от этого атома кислорода к тому, который несет отрицательный формальный заряд. Перенос протона осуществляется двумя кислотно-щелочными реакциями с растворителем.В первом протон переносится от атома кислорода с положительным формальным зарядом к молекуле растворителя (воды), как показано на рис. 12.7b. На последнем этапе протон переносится от растворителя к атому кислорода с отрицательным формальным зарядом, как показано на рис. 12.7c. H 3 O 1+ , полученный на этапе 2, и OH 1–, полученный на этом этапе, будут затем подвергаться реакциям переноса протона с образованием 2 H 2 O. Конечный продукт имеет правильную структуру серной кислоты. .

12.1-8. Сравнение окислительно-восстановительных и кислотно-основных реакций Льюиса

Электронная пара ведет себя как восстановитель, когда энергия пустой орбитали намного ниже, и как основание Льюиса, когда энергия пустой орбитали выше.

Сравните определения реагентов, участвующих в кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакциях Льюиса.
  • Восстановитель: вещество, способное передавать электроны другому веществу.Хорошие восстановители характеризуются высокоэнергетичными электронами.
  • Основание Льюиса: вещество, способное отдать пару электронов на ковалентную связь с другим веществом. Хорошие основания Льюиса характеризуются высокоэнергетичными электронными парами.
  • Окислитель: вещество, которое может принимать электроны от другого вещества. Хорошие окислители характеризуются низкоэнергетическими пустыми орбиталями.
  • Кислота Льюиса: вещество, способное принять пару электронов на пустую орбиталь с образованием ковалентной связи.Хорошие кислоты Льюиса характеризуются низкоэнергетическими пустыми орбиталями.
Единственная разница между этими двумя типами реакций заключается в том, что один из них передает, а другой делит электроны между двумя реагентами.

12.2 Кислоты Бренстеда

Введение

Хотя определение Льюиса является самым широким, определение Бренстеда-Лоури (или просто Бренстеда) является наиболее часто используемым определением кислотно-щелочного баланса в водных растворах. В этом разделе мы даем определение кислотам и основаниям Бренстеда и вводим кислотно-основные реакции Бренстеда.
Предпосылки
  • 10.5 Электролиты (Различие между сильными электролитами и неэлектролитами основано на способности их водных растворов проводить электричество. )
Цели
  • Напишите название кислоты по ее формуле или формулу по ее названию.

12.2-1. Бренстед Определение

Кислотно-основные реакции Бренстеда представляют собой реакции переноса протона.

A Кислота Бренстеда является донором протона, основание Бренстеда является акцептором протона, а кислотно-основная реакция Бренстеда представляет собой перенос протона от кислоты к основанию. Таким образом, электронная пара является точкой отсчета в теории Льюиса, а протон — точкой отсчета в теории Бренстеда. Определение Бренстеда является частным случаем определения Льюиса. В каждом случае основание содержит неподеленную пару, которую оно делит с кислотой, образуя ковалентную связь.Любое основание Бренстеда является основанием Льюиса и наоборот. Однако кислота Льюиса — это любое соединение, которое может принимать неподеленную пару, но акцептором неподеленной пары должен быть протон в определении Бренстеда, а вещество, содержащее протон, представляет собой кислоту Бренстеда.

12.2-2. Водные растворы кислот и основания

[H 3 O 1+ ] определяет кислотность, а [OH 1– ] определяет основность водного раствора.

В определении Бренстеда кислоты передают протон воде, которая является слабым основанием Бренстеда, с образованием ионов гидроксония (H 3 O 1+ ).HX + H 2 O H 3 O 1+ + X 1− Именно концентрация H 3 O 1+ определяет, насколько кислым является водный раствор. Таким образом, если вышеописанная реакция с водой является интенсивной, концентрация H 3 O 1+ относительно высока, поскольку практически весь HX превращается в H 3 O 1+ . Такие кислоты являются сильными кислотами. Если его реакция с водой не является интенсивной, концентрация H 3 O 1+ относительно невелика, так как лишь небольшая часть кислоты превращается в H 3 O 1+ , и такие кислоты называются слабые кислоты.Аналогичные соображения можно сделать и для оснований. Именно концентрация ионов гидроксида определяет основность водного раствора. Таким образом, сильное основание , такое как KOH, в значительной степени превращается в гидроксид-ионы в воде: KOH → K 1+ + OH 1– . Слабое основание , такое как фторид-ион, слабо реагирует с водой с образованием гидроксид-ионов: F 1− + H 2 O HF + OH 1− .

12.2-3. Кислоты и основания являются электролитами

Сильные кислоты и основания являются сильными электролитами, а слабые кислоты и основания — слабыми электролитами. 1+ Ions in a 0.1 M of HX» cellpadding=»10″>

Лампочка не светится, значит в растворе нет ионов.Тот факт, что HX не образует ионов в растворе, указывает на то, что HX является неэлектролитом . Водный раствор представлен как HX, чтобы показать, что молекулы не ионизируются в воде.
Свет светит ярко, это означает, что концентрация ионов H 3 O 1+ в растворе относительно высока. Кислоты, которые полностью ионизируются в воде с образованием высоких концентраций ионов H 3 O 1+ , называются сильными кислотами .Водный раствор представлен как H 3 O 1+ + X 1– , чтобы показать, что молекулы полностью ионизируются в воде.
Свет светит, поэтому HX является электролитом, но интенсивность света намного меньше, чем у сильной кислоты. Тусклый свет указывает на низкую концентрацию ионов H 3 O 1+ . Таким образом, ионизируется только часть молекул HX в воде. Кислоты, которые лишь частично ионизируются в воде, называются слабыми кислотами .Водный раствор представлен как HX, потому что HX является преобладающим веществом в растворе.

Таблица 12.2: Определение относительных концентраций H 3 O 1+ Ионов в 0,1 M HX

12.2-4. Примеры

чистый H 2 O Вода является неэлектролитом и обозначается как H 2 O. В воде есть ионы, но их концентрации очень малы.
0,10 M HNO 3 Азотная кислота является сильной кислотой, и ее водный раствор представлен как H 3 O 1+ (H 1+ ) + NO 3 1– . Следующая реакция настолько обширна, что в растворе практически отсутствуют молекулы азотной кислоты. Напомним, что экстенсивные реакции обозначены одиночными стрелками, как показано ниже.

HNO 3 + H 2 O → H 3 O 1+ + NO 3 1–

0.10 М КОН КОН полностью ионизируется в воде и является сильным электролитом. Это сильное основание, потому что один из образуемых им ионов — ион ОН 1–. Таким образом, водный КОН записывается как K 1+ + OH 1– .
0,10 M CH 3 OH CH 3 OH – неэлектролит. Это не кислота и не основание — это спирт (древесный спирт). Водный раствор метанола записывается как CH 3 OH .
0,10 M HNO 2 Лампочка светится тускло, поэтому азотистая кислота является слабой кислотой, и ее водные растворы представлены как HNO 2 , а не как ион гидроксония и нитрит-ион, чтобы показать преобладающую форму. Следующая реакция не является экстенсивной (вступает в реакцию только около 5% молекул HNO 2 ), поэтому используются двойные стрелки.

HNO 2 + H 2 O H 3 O 1+ + NO 2 1–

0.10 M NH 3 Лампочка светится тускло, поэтому NH 3 — слабый электролит. Около 1% молекул аммиака реагируют с водой с образованием ионов, поэтому водный раствор представлен как молекулы NH 3 , а не как ионы. В реакции используются двойные стрелки.

NH 3 + H 2 O NH 4 1+ + OH 1–

Протон переносится из воды в аммиак, поэтому NH 90 20 3 900 является слабым основанием.

Таблица 12.3

12.2-5. Кислоты Бренстеда

Кислотный протон должен быть связан с электроотрицательным атомом, которым является кислород в большинстве кислот, содержащих атом кислорода.

Чтобы HX был кислым, связь H–X должна разорваться с образованием ионов H 1+ и X 1–, но это может произойти только в том случае, если это полярная связь. Таким образом, атом водорода должен быть ковалентно связан с сильно электроотрицательным атомом, чтобы быть кислым.Существует большое количество соединений, в которых атомы водорода ковалентно связаны с атомами, которые не очень электроотрицательны, но эти соединения не являются кислотами Бренстеда. Наиболее распространенными примерами являются органические соединения, потому что связь C – H неполярна (C и H имеют очень близкие электроотрицательности). Например, связи C–H в CH 4 при разрыве не образуют H 1+ , поэтому CH 4 не может быть кислотой Бренстеда. Связь H–Cl очень полярна, поэтому при разрыве связи H–Cl образуются ионы H 1+ , что делает HCl кислотой Бренстеда.

Кислотные протоны обычно пишут первыми в формуле кислот, чтобы указать, что они кислые.

Например, химические формулы иона гидросульфата и хлорной кислоты записываются как HSO 4 1– и HClO 4 , чтобы показать, что они являются кислотами, а формулы метана и аммиака записываются как CH 4 . и NH 3 , чтобы указать, что они не имеют кислотных протонов.Однако запись формул таким образом может ввести в заблуждение, поскольку при этом протон часто помещается рядом с атомом, с которым он не связан. Кислотные протоны в HSO 4 1– и HClO 4 связаны с атомами кислорода. Уксусная кислота записывается как HC 2 H 3 O 2 , чтобы указать, что это кислота, имеющая только один кислотный протон. Опять же, кислый протон также связан с атомом кислорода, а не с углеродом, в то время как другие атомы водорода связаны с углеродом и не являются кислыми.Следовательно, уксусную кислоту часто записывают как CH 3 COOH, что указывает на связь O–H и лучше отражает истинную структуру кислоты. Точно так же H 2 SO 4 содержит две связи O–H, но не содержит Связи S–H.

12.2-6. Бинарные кислоты и оксокислоты

Бинарные кислоты
Бинарные кислоты имеют протон и только один другой элемент. HCl, HBr и HI — сильные кислоты, а HF — слабая кислота. Примечание: эти кислоты плюс NH 4 1+ , H 2 S и H–CN являются единственными кислотами, с которыми мы имеем дело и которые не имеют связей O–H.
  • Обратите внимание, что HCN не является бинарной кислотой, поскольку содержит атомы трех разных элементов. Однако HCN представляет собой газ, и его название (цианистый водород) оканчивается на -ид, поэтому его рассматривают как бинарное соединение.
Оксокислоты
Большинство кислотных протонов связаны с атомом кислорода. Такие кислоты называются оксокислотами. Кислотные протоны показаны синим цветом на рис. 12.12.

Наименование кислот

12.
2-7. Бинарные кислоты Чистые соединения, образующие бинарные кислоты, названы по правилам, изложенным в разделе 4.6, пока они не растворятся в воде. Например, HCl — это хлористый водород, а H 2 S — сероводород. Однако, когда эти вещества растворяются в воде, они образуют кислые растворы, которые называются следующим образом.
  • Замените водород на гидро.
  • Измените окончание -ide на -ic.
  • Добавьте слово кислота.
Формула Название как чистое вещество Формула Наименование Водный раствор
ВЧ( г ) фтористый водород ВЧ( водный ) фтористоводородная кислота
HCl( г ) хлористый водород HCl( водный ) соляная кислота
HI( г ) йодистый водород гл( водный ) йодистоводородная кислота
HCN( г ) цианистый водород HCN ( водный номер ) синильная кислота
H 2 S( г ) сероводород H 2 S( водный ) сероводородная кислота

Таблица 12. 4: названия некоторых распространенных бинарных кислот

12.2-8. Многоатомные кислоты
Многоатомные кислоты образуются из многоатомных ионов и называются
  • изменение окончания -ate многоатомного иона на -ic или
  • изменение окончания -ite многоатомного иона на -ous и
  • добавление слова кислота.
Если кислота также является ионом, ее название не меняется.Например, ионы HPO 4 2– и H 2 PO 4 1– представляют собой ион моногидрофосфата и ион дигидрофосфата соответственно. В более старом, но все еще распространенном методе ионы с кислыми протонами называются с использованием префикса «би» вместо слова «водород». Таким образом, HSO 4 1– является либо гидросульфатом, либо бисульфатом.
Ионная формула Имя Иона Кислотная формула Название кислоты
С 2 Н 3 О 2 1– ацетат-ион HC 2 H 3 O 2 уксусная кислота
СО 3 2– сульфит-ион H 2 SO 3 сернистая кислота
СО 4 2– сульфат-ион H 2 SO 4 серная кислота
2 1– нитрит-ион HNO 2 азотистая кислота
3 1– нитрат-ион HNO 3 азотная кислота
ClO 1– гипохлорит-ион HClO хлорноватистая кислота
ClO 2 1– хлорит-ион HClO 2 хлорноватистая кислота
ClO 3 1– хлорат-ион HClO 3 хлористоводородная кислота
ClO 4 1– перхлорат-ион HClO 4 хлорная кислота
Заказ на поставку 4 3– ион фосфата Н 3 Заказ на покупку 4 фосфорная кислота

Таблица 12. 1+ для NH 4 1+ .)

12.3 Кислотно-основные реакции Бренстеда

Введение

Кислотно-основные реакции Бренстеда включают перенос одного протона от кислоты к основанию. В этом разделе мы увидим, как предсказать продукты кислотно-основной реакции Бренстеда.
Цели
  • Определите сопряженное основание кислоты.
  • Определите сопряженную кислоту основания.
  • Опишите кислотно-основную реакцию Бренстеда с точки зрения переноса протона.

12.3-1. Сопряженная база

Сопряженное основание кислоты образуется путем удаления одного и только одного протона из кислоты.

После того, как кислота теряет протон, она становится основанием, потому что частицы, в которые она превращается, могут вернуть протон.Потеря одного протона превращает кислоту в сопряженное с ней основание . Важно понимать, что кислота и сопряженное с ней основание отличаются одним и только одним протоном . Все реакции Бренстеда связаны с переносом одного протона. Таким образом, кислота всегда превращается в сопряженное с ней основание в реакции Бренстеда. Заряд сопряженного основания всегда на единицу меньше заряда кислоты, так как кислота теряет H 1+ . Упражнение 12.1+ для NH 4 1+ .)

12.3-2. Конъюгированная кислота

Сопряженная кислота основания образуется путем присоединения одного протона к основанию.

После того, как основание получает протон, оно становится кислотой, потому что вещество, которым оно становится, может отдавать протон обратно. Приобретение одного протона превращает основание в его сопряженную кислоту . Все реакции Бренстеда связаны с переносом одного протона. ).1+ для NH 4 1+ .)

12.3-3. Кислотно-основные реакции Бренстеда

Химическое уравнение кислотно-основной реакции Бренстеда состоит из двух сопряженных кислотно-основных пар и ничего больше.

Кислотно-основные реакции Бренстеда превращают реагирующую кислоту в сопряженное с ней основание, а реагирующее основание — в сопряженную с ней кислоту. Химическое уравнение кислотно-основной реакции Бренстеда состоит из двух сопряженных кислотно-основных пар и ничего больше.Рассмотрим следующую реакцию переноса протона: HCN + NH 3 → CN 1– + NH 4 1+ . Перенос протона превращает реагирующую кислоту (HCN) в ее сопряженное основание (CN 1–), а реагирующее основание (NH 3 ) — в сопряженную кислоту (NH 4 1+ ). Продукты кислотно-щелочной реакции также являются кислотой и основанием, поэтому вещества в правой части химического уравнения также реагируют с образованием веществ в левой части: CN 1– + NH 4 1+ → HCN + NH 3 . В этой конкретной реакции вероятность того, что столкновение между кислотой и основанием приведет к кислотно-щелочной реакции, примерно одинакова в любом направлении. Важность обратной реакции демонстрируется двойными стрелками в химическом уравнении: HCN + NH 3 CN 1– + NH 4 1+ .

12.4 Степень переноса протона

Введение

Не все кислоты и основания очень хорошо реагируют друг с другом, и степень, в которой они реагируют, называется степенью переноса протона .Если степень переноса протона велика, реакцию обычно записывают одинарной стрелкой, а если перенос невелик, реакцию записывают двойной стрелкой.
Предпосылки
Цели
  • Напишите химическое уравнение реакции сильной кислоты, слабой кислоты или слабого основания с водой.

12.4-1. Сравнение кислотно-щелочной прочности конъюгатов

Чем слабее кислота, тем сильнее сопряженное с ней основание.

Сила кислоты связана с легкостью, с которой она отдает свой протон, чтобы стать сопряженным основанием, а сила основания связана с его способностью принимать протон, чтобы стать сопряженной кислотой. Если A 1– является сильным основанием , то оно должно прочно связывать протон, когда образует НА, а если его протон прочно связан, , то НА должно быть слабой кислотой . Мы заключаем, что сила основания обратно пропорциональна силе сопряженной с ним кислоты, т.е.е. сильные кислоты имеют слабые сопряженные основания и наоборот . Рассмотрим следующую кислотно-щелочную реакцию. HA + B 1− A 1− + HB Если HA является более сильной из двух кислот, то A 1– должен быть более слабым из двух оснований из-за обратной зависимости между силами сопряженных кислот и оснований. Это означает, что более сильная кислота всегда находится на той же стороне химического уравнения, что и более сильное основание . Точно так же более слабые кислота и основание также находятся на одной стороне уравнение.Следовательно, в кислотно-основных реакциях Бренстеда возможны только три комбинации:
  • 1

    более сильная кислота + более сильное основание → более слабое основание + более слабая кислота
  • 2

    реагируют и производят кислоты сравнимой силы и реагируют и получают основания сравнимой силы
  • 3

    более слабая кислота + более слабое основание → более сильное основание + более сильная кислота

12.4-2. Степень как функция относительной силы кислоты

Если реагирующая кислота является более сильной кислотой, то реагирующее основание является более сильным основанием, и реакция протекает в экстенсивном режиме.

  • Прямая реакция: более сильная кислота + более сильное основание экстенсивны.
  • Обратная реакция: более слабая кислота + более слабое основание дает меньше более сильной кислоты и основания.
  • Равновесие: почти исключительно более слабые кислота и основание, которые являются продуктами этого типа реакции.
  • Одна стрелка обычно используется для обозначения того, что в равновесии присутствует очень мало ограничивающего реагента.

Если силы кислот сравнимы, то концентрации веществ по обе стороны равновесия сравнимы.

  • Прямая реакция: умеренная кислота + умеренное основание дает умеренное количество продуктов.
  • Обратная реакция: умеренная кислота + умеренное основание дает умеренное количество реагентов.
  • Равновесие: умеренное количество всех видов.
  • Все виды присутствуют в значительных количествах в равновесии, поэтому реакция не является обширной, и следует использовать двойные стрелки.

Если реагирующая кислота намного слабее образующейся кислоты, то образуется мало продукта.

  • Прямая реакция: более слабая кислота + более слабое основание дает меньше более сильного основания и более сильной кислоты.
  • Обратная реакция: более сильная кислота + более сильное основание интенсивно реагируют с образованием более слабой кислоты и основания.
  • Равновесие: почти исключительно более слабые кислота и основание, которые являются реагентами в этом типе реакции.
  • Небольшой продукт, но какой-то продукт образуется, поскольку происходит какая-то реакция, и при написании химического уравнения необходимо использовать двойные стрелки.

12.4-3. Упражнение на относительную кислотную силу

Упражнение 12.4:

Растворы, содержащие равные концентрации ГК, А 1–, ГБ и В 1–, смешивают. После реакции полученный раствор имеет состав почти исключительно HA и B 1– определяют относительную силу кислот и оснований.

12.4-4. Постоянное выражение равновесия

В равновесной смеси всегда преобладают более слабые кислота и основание.

Теперь мы исследуем равновесную смесь, полученную в результате смешивания равных количеств ГК и В 1–, в зависимости от относительной силы кислоты ГК и ГБ.Химическое уравнение: HA + B 1– A 1– + HB Постоянное выражение равновесия: K =
ГА >> НВ;
К >> 1
Более сильная кислота   Усиленное основание   Более слабое основание   Более слабая кислота
ХА  +  Б 1–  →  А 1–  +  ХБ

В равновесии [A 1– ][HB] >> [HA][B 1– ], поэтому K >> 1, что согласуется с экстенсивной реакцией. Примечание: A 1– — более слабое основание, а HB — более слабая кислота!
ГА ~ НВ;
К ~ 1
Кислота   База   База   Кислота
ХА  +  Б 1–    А 1–  +  ХБ

[A 1– ][HB] ~ [HA][B 1– ] в равновесии, поэтому K ~ 1, когда реагирующая и образующаяся кислоты имеют одинаковую силу.
ХА К
Более слабая кислота   Более слабое основание   Усиленное основание   Более сильная кислота
ХА  +  Б 1–    А 1–  +  ХБ

В равновесии [HA][B 1– ] >> [A 1– ][HB], поэтому K 1– является более слабым основанием. В каждом случае, когда силы кислот сильно различаются, произведение равновесных концентраций более слабой кислоты и основания всегда намного больше, чем произведение концентраций более сильной кислоты и основания. То есть в равновесной смеси преобладают более слабые кислота и основание.

12.4-5. Одиночные и двойные стрелки

Одиночные стрелки иногда используются для обозначения обширной реакции. Мы условно принимаем, что для таких реакций К > 1000.

При К >> 1 количество образовавшегося продукта можно определить без использования константы равновесия, поскольку равновесная концентрация хотя бы одного из реагентов будет пренебрежимо мала. Реакции этого типа часто обозначаются одинарными стрелками (→), а не двойными стрелками равновесия, чтобы подчеркнуть, что обратная реакция происходит лишь в незначительной степени. Хотя значение K , при котором обратной реакцией можно пренебречь, зависит от концентрации реагентов, в наших обсуждениях мы будем использовать значение ~1000. Таким образом, одну стрелку можно использовать для реакций, в которых

К > ~1000.

Если К, то обратной реакцией пренебрегать нельзя, и значение К необходимо использовать при определении количества образующегося продукта. Уравнения реакций этого типа следует записывать двойными стрелками (), чтобы подчеркнуть важность обратной реакции. Пример каждого случая представлен в следующей таблице.

HF + ClO 1– → F 1– + HOCl

K =
[F 1− ][HOCl]
[HF][OCl 1− ]
= 2 × 10 4
K >> 1 так,
  • Реакция (или перенос протона) обширна.
  • Реагирующая кислота (HF) является гораздо более сильной кислотой, чем полученная кислота (HClO).
  • Равновесные концентрации F 1– и HClO намного выше, чем у HF + OCl 1– .
  • Реакция часто обозначается одной стрелкой.
HF + NO 2 1− F 1− + HNO 2 K =
  • 6
  • 6
  • [F 1- ] [HNO 2 ]
    [HF] [№ 2 1- ]
    = 2
    K ~ 1 так,
    • Реакция не является экстенсивной в любом направлении.
    • Силы реагирующей и образующейся кислот сопоставимы.
    • Равновесные концентрации реагентов и продуктов близки.
    • Реакция написана двойными стрелками.
    HCN + F 1– CN 1– + HF K
  • Прямая реакция не экстенсивная, а обратная — экстенсивная.
  • Реагирующая кислота (HCN) намного слабее образующейся кислоты (HF).1+ для NH 4 1+ .) HOCl + CN 1– OCl 1– + HCN     K ~ 100

    Кислотно-основные реакции с участием воды

    12.
    4-7. Роль воды Все остальные кислотно-щелочные реакции в этой главе происходят в воде, которая может выступать как в роли кислоты, так и в качестве основания. Таким образом, реакция с водой является важным фактором в кислотно-щелочной химии. Общая реакция кислоты и воды может быть представлена ​​следующим образом.HA + H 2 O A 1− + H 3 O 1+
    • Сильные кислоты : Сильные кислоты интенсивно реагируют с водой. Чтобы реакция была экстенсивной, НА должна быть более сильной кислотой, чем H 3 O 1+ . Другими словами, любая кислота, более сильная, чем ион гидроксония, считается сильной кислотой.
    • Слабые кислоты : Слабые кислоты слабо реагируют с водой.Таким образом, слабые кислоты являются более слабыми кислотами, чем ионы H 3 O 1+ .
    12.4-8. Сильные кислоты в воде

    Сильные кислоты представлены как H 3 O 1+ в кислотно-основных реакциях в воде.

    К сильным кислотам относятся те, которые сильнее H 3 O 1+ . Таким образом, их реакция с водой является такой, при которой реагирующая кислота сильнее образующейся кислоты, т.е.э., реакция настолько обширна, что ее обычно пишут одной стрелкой. Обычными сильными кислотами являются HClO 4 , HCl, HBr, HI, HNO 3 и H 2 SO 4 . Ион гидроксония является самой сильной кислотой, которая может существовать в воде, потому что любая кислота, более сильная, чем гидроксоний, интенсивно реагирует с водой с образованием иона гидроксония. Этот эффект известен как выравнивающий эффект , потому что сила всех сильных кислот выравнивается до силы иона гидроксония. Благодаря выравнивающему эффекту все сильные кислоты представлены H 3 O 1+ в кислотно-основных реакциях в воде. Сопряженные основания сильных кислот слишком слабы, чтобы реагировать как основания Бренстеда в водном растворе. Так, ClO 4 1–, Cl 1–, Br 1–, I 1– и NO 3 1–9001 кислотно-основные реакции . HSO 4 1– не реагирует в воде как основание Бренстеда, но может реагировать как слабая кислота.Соляная кислота, которая представляет собой водный раствор HCl, является сильной кислотой, но молекулы HCl в растворе соляной кислоты практически отсутствуют, поскольку вышеописанная реакция очень обширна. Ион гидроксония является сильной кислотой, но ион хлорида является настолько слабым основанием Бренстеда, что им можно пренебречь в кислотно-основных реакциях Бренстеда. Следовательно, соляная кислота представлена ​​в виде ионов H 3 O 1+ + Cl 1– в водных растворах.
    12.4-9. Слабые кислоты в воде

    Слабые кислоты представлены формулой кислоты не H 3 O 1+ в кислотно-основных реакциях.

    Слабые кислоты – это кислоты слабее, чем H 3 O 1+ . Таким образом, их реакция с водой является такой, при которой образующаяся кислота сильнее реагирующей кислоты, т. Е. Следующая реакция не является экстенсивной. HA + H 2 O A 1− + H 3 O 1+ Обратная реакция между ионом гидроксония и сопряженным основанием слабой кислоты является экстенсивной реакцией, поэтому K Реакции написаны двойными стрелками, чтобы подчеркнуть важность обратной реакции.Концентрация ГК значительно выше, чем у А 1– или Н 3 О 1+ в растворе слабой кислоты. Следовательно, слабые кислоты представлены формулой кислоты, а не H 3 O 1+ в кислотно-основных реакциях. Пример плавиковой кислоты рассмотрен ниже. Ион гидроксония является гораздо более сильной кислотой, чем HF, поэтому обратная реакция протекает намного интенсивнее, чем прямая. Следовательно, ионы K 3O 1+ , поэтому раствор представлен HF, а не H 3 O 1+ .
    12.4-10. Базы в воде

    Все анионы являются основаниями, потому что анион всегда может принять протон.

    Вода также используется в качестве эталонной кислоты при определении относительной силы оснований. Реакцию основания (А 1–, сопряженное основание ГК) с водой можно представить следующим образом: А 1– + Н 2 О НА + ОН 1– .
    • Сильные основания : A 1– является сильным основанием, если описанная выше реакция является обширной, что имеет место в том случае, когда основание является более сильным основанием, чем гидроксид-ион.
    • Слабые основания : A 1– является более слабым основанием, чем ион гидроксида, поэтому он не вступает в активную реакцию с водой.
    O 2– и NH 2 1– являются сильными основаниями. Однако OH 1– является самым сильным основанием, которое может существовать в воде, потому что описанная выше реакция протекает интенсивно, когда A 1– является сильным основанием. Гидроксиды металлов являются наиболее распространенными сильными основаниями. Все анионы являются основаниями, потому что анион всегда может принять протон.Однако некоторые основания являются молекулярными, и ниже рассматривается общий пример аммиака. NH 3 + H 2 O NH 4 1+ + OH 1− Вышеупомянутая реакция не является экстенсивной в прямом направлении, что показано с помощью двойных стрелок, поскольку аммиак является слабым основанием. Только около 1% молекул NH 3 в типичном водном растворе реагируют с водой с образованием NH 4 1+ + OH 1– , поэтому водный раствор аммиака представлен как NH 3 .

    12.5 Кислотные и щелочные концентрации

    Введение

    Мы уже видели, что степень кислотно-щелочной реакции зависит от относительной силы реагирующей и образующейся кислот. В этом разделе мы покажем, как измеряются относительные силы кислот и заносятся в таблицы.
    Предпосылки
    Цели
    • Соотнесите кислотную силу ГК с силой связи ГК.
    • Объясните, почему сила кислоты ГК также зависит от электроотрицательности А.
    • Предскажите более сильную из двух кислот с сопоставимой силой связи по электроотрицательности атома, с которым связан H.
    • Оцените относительную силу ряда оксокислот (HOX) на основе электроноакцепторной или донорной способности X.

    12.5-1. Сила связи

    Знание относительной силы кислот реагирующей и образующейся кислот позволяет нам предсказать степень реакции, поэтому теперь мы исследуем факторы, определяющие эти силы. Кислотная сила ГК связана с легкостью разрыва связи ГК. Если связь H-A слабее, то HA легче отдает протон и является более сильной кислотой, но если связь сильнее, то она не так легко отдает протон и является более слабой кислотой. При прочих равных условиях можно сделать следующий вывод.

    Если связь H-A сильная, то HA является слабой кислотой.

    Упражнение 12.1+ для NH 4 1+ .)

    12.5-2. Разрыв связи

    Энергия связи недостаточна для объяснения относительной силы кислоты, поскольку приведенные в таблице значения относятся к связям в газовой фазе, а не в растворе. Кроме того, связующая пара делится между связанными атомами с образованием атомов, а не ионов. Процесс энергии связи сравнивается с процессом решения для HF, HCl и CH 4 на рисунках 12.15a и 12.15b. Обратите внимание, что связь H–C неполярна, поэтому она не может разорваться с образованием ионов, поэтому атомы водорода, присоединенные к углероду, не являются кислотными. Мы заключаем, что атом водорода должен быть присоединен к более электроотрицательному атому, чем углерод, чтобы быть кислым .

    12.5-3. Электроотрицательность

    При разрыве связи Н-А в кислотно-щелочной реакции образуются ионы, а образованию ионов способствуют большие различия в электроотрицательности между связанными атомами. Таким образом, сила кислоты также увеличивается по мере увеличения электроотрицательности атома, с которым связан водород . Упражнение 12.7: Вам даны следующие соединения и энергии связи связей с водородом.1+ для NH 4 1+ .)

    12.5-4. Сильные стороны оксокислоты

    Оксокислоты представляют собой кислоты, в которых кислый водород присоединен к атому кислорода. Сила оксокислоты H–O–X зависит от прочности связи H–O. Все, что уменьшает электронную плотность связи Н–О, ослабляет связь и делает кислоту сильнее. Таким образом, сила кислоты увеличивается с увеличением электроотрицательности или степени окисления X.
    • Если X сильно электроотрицательный, он уменьшает электронную плотность связи O–H, что ослабляет связь и делает кислоту сильнее. Таким образом, H 2 SO 4 является более сильной кислотой, чем H 2 SeO 4 , потому что S более электроотрицательна, чем Se.
    • Способность X снимать электронную плотность со связи O–H также увеличивается по мере увеличения его степени окисления. Таким образом, H 2 SO 4 является более сильной кислотой, чем H 2 SO 3 , потому что степень окисления S выше в H 2 SO 4 .
    В таблице 12.7 мы рассматриваем четыре соединения с общим X–OH, где X = H, CH 3 , Cl и ClO. У атома кислорода есть две неподеленные пары и протон, поэтому XOH может действовать как кислота или основание в зависимости от свойств X.
    НОН H–O–H (вода) является одновременно очень слабой кислотой и очень слабым основанием. На самом деле его кислотная и щелочная силы равны.
    ХОХ 3 CH 3 группы являются донорами электронов, поэтому атом кислорода более богат электронами, чем в воде.Следовательно, CH 3 OH является лучшим основанием, чем вода. В качестве альтернативы добавленная электронная плотность в связи O–H усиливает связь, что делает CH 3 OH более слабой кислотой, чем вода.
    HOCl Cl является электроноакцепторным и более электроотрицательным, чем H. Удаление электронной плотности из OH имеет два эффекта: кислород не так богат электронами, поэтому HOCl является более слабым основанием, и связь O–H ослабляется, поэтому HOCl является более сильным основанием. кислота. Таким образом, HOCl является более сильной кислотой и более слабым основанием, чем вода.
    HClO OClOH (HClO 2 ) является самой сильной кислотой и самым слабым основанием в этой группе. Это связано с тем, что дополнительный атом кислорода удаляет даже больше электронной плотности, чем одиночный Cl, поэтому это более сильная кислота, чем HOCl. Альтернативно, степень окисления Cl изменяется от +1 в HClO до +3 в HClO 2 . Увеличение степени окисления снижает электронную плотность ОН, что делает его более слабым основанием и более сильной кислотой.

    Таблица 12.7

    12.5-5. Пример

    Упражнение 12.8: Используйте следующие правила, чтобы определить, является ли каждая из реакций обширной или нет.
    • Обширные кислотно-щелочные реакции происходят, когда реагирующие кислота и основание намного сильнее, чем образующиеся кислота и основание.
    • Более сильной оксокислотой является та, в которой центральный атом более электроотрицательный и/или находится в более высокой степени окисления.

    12.6 Константа кислотной диссоциации,

    K a

    Введение

    Степень кислотно-основной реакции зависит от сил реагирующих и образующихся кислот, а константы кислотной диссоциации кислот дают нам эти относительные силы.
    Предпосылки
    Цели
    • Напишите выражение для константы диссоциации кислоты Аррениуса и химическое уравнение, к которому оно относится.
    • Оцените относительную силу ряда кислот Аррениуса, учитывая их константы кислотной диссоциации.
    • Напишите выражение для константы диссоциации кислоты Бренстеда и химическое уравнение, к которому оно относится.
    • Оцените относительную силу ряда кислот Бренстеда, учитывая их константы кислотной диссоциации.
    • Определить константу равновесия кислотно-основной реакции по константам кислотной диссоциации реагирующей и образующейся кислот.

    12.6-1. Определение Аррениуса

    Кислоты Аррениуса ионизируют воду, а не реагируют с ней. Следовательно, образуется H 1+ , а не H 3 O 1+ .

    Кислота Аррениуса представляет собой вещество, содержащее атомы H и образующее H 1+ в воде, а основание Аррениуса представляет собой вещество, содержащее OH и образующее OH 1– в воде.Все кислоты и основания Аррениуса также являются кислотами и основаниями Бренстеда, но определение Бренстеда немного шире, поэтому не все кислоты и основания Бренстеда классифицируются как кислоты и основания Аррениуса. Например, NH 3 является основанием Бренстеда, но не основанием Аррениуса. Кислоты Аррениуса «ионизируются» в воде с образованием H 1+ , а не реагируют с ней с образованием H 3 O 1+ . НА Н 1+ + А 1- Степень реакции определяется силой кислоты и измеряется константой равновесия, которая называется кислотной диссоциацией или константой ионизации кислоты и обозначается символом K a .

    12.6-2. Бренстед

    К и

    Константа диссоциации кислоты, K a , является константой равновесия для реакции кислоты с водой.

    Определение силы кислоты по Бренстеду
    Кислоты Бренстеда не диссоциируют в воде, они реагируют с ней, поэтому равновесная реакция принимает вид HA + H 2 O H 3 O 1+ + A 1– .Константа равновесия реакции следующая. Вода является растворителем и считается чистой жидкостью, поэтому она входит в выражение равновесия как 1 (один). Обратите внимание, что это та же константа диссоциации ( K a ), что и для кислот Аррениуса, за исключением того, что H 3 O 1+ появляется вместо H 1+ , но H 3 O 1+ и H 1+ — это всего лишь два способа представления одного и того же вида в двух разных теориях. Важно помнить, что кислоты с большими значениями K a сильнее, чем кислоты с меньшими значениями K a , независимо от того, рассматривается ли кислота как кислота Аррениуса или как кислота Бренстеда . HCl — сильная кислота ( K a >> 1). Молекулы HCl в 0,1 М растворе HCl практически отсутствуют. Обратной реакцией можно пренебречь при расчете концентрации H 3 O 1+ или Cl 1– , поскольку K a очень велико.Следовательно, реакцию обычно обозначают одной стрелкой. HCl + H 2 O → H 3 O 1+ + Cl 1−      K a = = >> 1 HClO — слабая кислота. В 0,1 М растворе HClO [Н 3 О 1+ ] = 10 –4 М . Обратная реакция важна при определении концентраций H 1+ и Cl 1– , поэтому при записи уравнения K a используются двойные стрелки равновесия. HClO + H 2 O H 3 O 1+ + ClO 1−      K a = = 3,5 × 10 −8 H 2 SO 3 – слабая дипротонная (содержит два протона) кислота. В 0,1 М растворе Н 2 SO 3 3 О 1+ ] = 0,04 М . Важность обратной реакции указана двойной стрелкой. Обратите внимание, что в уравнении K a удален только один протон.Сопряженным основанием H 2 SO 3 является HSO 3 1– , которая также является кислотой с собственным K a (1,0 × 10 –7 ). H 2 SO 3 + H 2 O H 3 O 1+ + HSO 3 + HSO 3 1- K A = = 1,5 × 10 -2 HS 1– — очень слабая кислота. В 0,1 М растворе HS 1– 3 О 1+ ] = 10 –7 М . HS 1− + H 2 O H 3 O 1+ + S 2−      K a = = 1,3 × 10 −13 Ион гидроксония — самая сильная кислота, которая может существовать в воде. HCl — более сильная кислота, но она не может существовать в воде, потому что очень сильно реагирует с водой. H 3 O 1+ + H 2 O H 2 O + H 3 O 1+      K a = = 1

    12.6-3. Определение

    K для кислотно-щелочной реакции

    Константа равновесия кислотно-щелочной реакции равна константе диссоциации реагирующей кислоты, деленной на константу кислотно-щелочного равновесия.

    Константу равновесия для любой кислотно-основной реакции можно определить по значениям K a реагирующих и образующихся кислот, как показано в уравнении 12.1.

    ( 12. 1 )

    K =
    K a реакционной кислоты
    K a полученной кислоты

    Константа равновесия, К

    Напомним, что мы используем общее правило о том, что кислотно-основные реакции, в которых K > ~1000, настолько обширны, что обратной реакцией можно пренебречь при расчетах, и их можно записывать одиночными стрелками. Это означает, что реагирующая кислота должна быть примерно в 1000 раз сильнее, чем образующаяся кислота, если кислотно-основная реакция считается настолько обширной, что обратную реакцию можно не учитывать при расчетах.

    12.6-4. Определение

    K Упражнение Упражнение 12.9: Используйте следующие значения K a , чтобы ответить на вопросы.
    Кислота К и
    ВЧ 7,2 × 10 –4
    HNO 2 4,0 × 10 –4
    НХ 4 1+ 5. 1+ для NH 4 1+ .)

    Достаточно ли обширны следующие реакции, чтобы их можно было выразить одной стрелкой?

    12.6-5. Упражнение по прогнозированию экстента

    Упражнение 12.10: Используйте следующие значения K a для определения константы равновесия для реакции каждой из кислот с ClO 1– и укажите, можно ли использовать одну стрелку для описания реакции.
    Кислота К и База
    ВЧ 7,2 × 10 –4 Ф 1–
    В 2 Ю 1,0 × 10 –7 ГС 1–
    HClO 3,5 × 10 –8 ClO 1–
    HCN 4. 0 × 10 –10 CN 1–
    ТН ВЭД 1– 1,3 × 10 –13 С 2–

    12.7 Решения слабых оснований

    Введение

    Вода также является кислотой, поэтому она может реагировать со слабыми основаниями с образованием гидроксид-иона и кислоты, сопряженной со слабым основанием.

    12.7-1. Большинство анионов являются слабыми основаниями

    Слабые основания реагируют с водой с образованием гидроксид-иона и сопряженной с ними кислоты.

    Рассмотрим реакцию слабого основания гипохлорит-иона с водой: ClO 1– + H 2 O( l ) HClO( aq ) + OH 1– . Реакция основания с водой разрывает связь O–H в воде в процессе, называемом гидролизом. Большинство слабых оснований находятся в виде солей, поэтому такие соли, как KClO, NaF, KCN и LiNO 2 , образуют основные растворы в воде, поскольку их анионы реагируют с водой с образованием гидроксид-иона.

    12.8 Кислотно-основная таблица

    Введение

    Кислотно-основные реакции протекают широко, когда реагирующая кислота сильнее образующейся кислоты. Сила кислот измеряется константами кислотной диссоциации для кислот. Объединив эти два факта, мы теперь можем написать уравнения кислотно-щелочных реакций и определить, являются ли они обширными.
    Цели
    • Предскажите, являются ли кислотно-основные реакции обширными, основываясь на позициях кислоты и основания в таблице кислотно-щелочного баланса.
    • Определите реагенты, которые будут использоваться в суммарном уравнении кислотно-основной реакции.
    • Используйте таблицу кислотно-основного состояния, чтобы написать уравнения кислотно-основных реакций и определить константу равновесия реакции.
    • Решите, лучше ли представлять кислотно-щелочную реакцию одинарной или двойной стрелкой.

    12.

    8-1. Видео с использованием таблицы кислотно-щелочного баланса

    12.8-2. Использование таблицы кислотно-щелочного баланса для записи химических уравнений

    12.8-3. Кислотно-основная таблица

    Кислотно-основные реакции являются обширными, когда реагирующая кислота сильнее образующейся кислоты, а относительную силу кислоты можно вывести из констант диссоциации кислоты. Следовательно, таблицы кислот и их значений K a являются общими. Кислотно-основная таблица, используемая в тексте, включает кислоту, ее K a и сопряженное с ней основание.Таким образом, в таблице можно найти как реагенты, так и продукты кислотно-основной реакции. Кислотно-щелочная таблица, используемая в этом тексте, приведена в ресурсе Acid-Base Table. В нем перечислены кислоты в левой колонке, их K a s в центральной колонке и сопряженные с ними основания в правой колонке. Кислотные силы уменьшаются, а основные увеличиваются по таблице. В этом расположении самая сильная кислота (HClO 4 ) находится в верхнем левом углу, а самое сильное основание (ион O 2–) — в нижнем правом углу.Поэтому рассмотрим следующее.

    Кислотно-основные реакции являются обширными, когда реагирующая кислота выше (сильнее) образующейся кислоты в таблице.

    Следующие примеры показывают, как относительное положение кислоты и основания позволяет нам предсказать, является ли кислотно-основная реакция обширной. HA является более сильной кислотой, чем HB, поэтому в таблице кислотно-щелочного баланса она находится выше HB. B 1– является более сильным основанием, чем A 1–, поэтому в таблице кислотно-щелочного баланса он находится ниже A 1–.Реакция более сильной кислоты (ГК) с более сильным основанием (В 1–) является благоприятной ( К > 1). Обратите внимание, что такое расположение гарантирует, что реагирующая кислота сильнее образующейся кислоты. Если реагирующая кислота намного выше реагирующего основания (или образовавшейся кислоты), реакция настолько обширна, что ее можно записать одной стрелкой. Например,

    HF + OH 1– → F 1– + H 2 O.

    Реакция более слабой кислоты (HB) с более слабым основанием (A 1–) не является обширной.Обратите внимание, что реагирующая кислота ниже (слабее) образующейся кислоты. Только небольшая часть кислоты превращается в ее сопряженное основание (B 1–), и только небольшая часть основания превращается в сопряженную кислоту (ГК). Обратная реакция более сильной кислоты и основания важна при определении концентраций B 1– и HA, поэтому результирующее уравнение обычно записывают двойными стрелками. Например, HCN + F 1– CN 1– + HF.

    12.8-4. Примеры кислотно-основных таблиц

    Теперь мы используем кислотно-щелочную таблицу для записи химических уравнений кислотно-щелочных реакций, возникающих при смешивании следующих растворов, и используем уравнение полученной кислоты
    для определения их констант равновесия. Мы используем относительные положения реагентов в таблице и константы равновесия, чтобы указать, являются ли реакции экстенсивными.Помните, что сила кислоты увеличивается вверх по таблице, но сила основания увеличивается вниз по таблице. Просмотрите ресурс «Кислотно-щелочная таблица».
    Газообразный хлористый водород барботируется в воду.
    Относительные положения реагентов и их значения из таблицы ресурсов приведены на рис. 12.17а. Обратите внимание, что реагентом является хлористый водород, а не соляная кислота, поэтому реагирующей кислотой является HCl. Тогда реагирующей основой является вода. Продуктами реакции являются Cl 1– , сопряженное основание реагирующей кислоты, и H 3 O 1+ , сопряженная кислота реагирующего основания.Кислота выше основания, поэтому ожидаем благоприятной реакции. Обратите внимание, что значения K a сильных кислот даны просто как уравнение значение константы равновесия очень велико, поэтому следует использовать одну стрелку. Таким образом, растворение

    HCl( г )

    в воде дает соляную кислоту, которая представляет собой раствор ионов гидроксония и хлорида.
    Смешивают растворы синильной кислоты и нитрита калия.
    Мы идентифицируем HCN как реагирующую кислоту, K 1+ как ион-спектатор и ион NO 2 1– как реагирующее основание. Реагенты и их значения K a , определенные по кислотно-щелочной таблице, приведены на рис. 12.17b. Реагирующая кислота находится ниже реагирующего основания, поэтому ожидается небольшой перенос протона. Используя уравнение 12.1K =
    K a реагирующей кислоты
    K a полученной кислоты
    , мы определяем, что константа равновесия составляет всего 1,0 × 10
  • 9
  • , поэтому образуется очень мало продукта, поэтому в химическом уравнении пришлось бы использовать двойные стрелки.
    К соляной кислоте добавляют раствор гипохлорита калия.
    Мы идентифицируем ион K 1+ как ион-спектатор и ион ClO 1– как реагирующее основание.HCl выравнивается до H 3 O 1+ + Cl 1– в воде, поэтому H 3 O 1+ является реагирующей кислотой, а Cl 1– также является ионом-спектатором. Мы извлекаем реагирующие кислоты и основания из таблицы кислотно-щелочной реакции, как показано на рис. 12.17c. Кислота намного выше основания, поэтому ожидается обширный перенос протона, и, используя уравнение 12.1K =
    K a реагирующей кислоты
    K a полученной кислоты
    , мы определяем, что К = 2.9 × 10 7 . Таким образом, реакцию можно записать одной стрелкой.
    В воду добавляется аммиак.
    Мы идентифицируем NH 3 как реагирующее основание и H 2 O как реагирующую кислоту. Относительное положение и значения реагентов, приведенные в таблице кислотно-щелочного равновесия, показаны на рис. 12.17d. Основание намного выше кислоты, поэтому ожидается небольшой перенос протона. Действительно, К = 1.8 × 10 –5 для реакции, поэтому для реакции этого слабого основания с водой следует использовать двойные стрелки.
    К раствору сероводорода калия добавляют плавиковую кислоту.
    HF представляет собой реагирующую кислоту, а K 1+ представляет собой ион-спектор. Ион HS 1– имеет протон и является анионом, поэтому он может вести себя либо как кислота, либо как основание, но HF не будет реагировать с другой кислотой, поэтому HS 1– является реагирующим основанием в этой реакции. .Кислота находится выше основания, поэтому перенос является благоприятным с константой равновесия 7,2 × 10 3 , поэтому в итоговом уравнении можно использовать одну стрелку, чтобы показать, что практически все по крайней мере один из реагентов исчезает.

    12.8-5. Идентификация реагентов

    Идентификация реагирующих частиц — это первое, что вы должны сделать при написании результирующего ионного уравнения для кислотно-щелочного уравнения. Помните следующее:
    • Сильные кислоты записываются как H 3 O 1+ , а слабые кислоты — как формула кислоты.
    • Большинство оснований и некоторые кислоты являются анионами, но обычно они встречаются в виде солей. Однако в этих случаях катион обычно является ионом-наблюдателем. Таким образом, основанием в растворе KF является ион F 1–.
    • NH 4 1+ представляет собой кислоту, но обычно встречается в виде соли. Будьте осторожны с анионом, потому что анионы также являются основаниями. Если анион является сопряженным основанием сильной кислоты, он является ионом-наблюдателем в кислотно-основной реакции, в противном случае анион может быть реакционноспособным основанием.
    • Анионы с кислыми протонами, такие как HSO 3 , являются амфипротными. Они ведут себя как кислоты в присутствии оснований, но функционируют как основания в присутствии кислот.
    Упражнение 12.11: Укажите, как реагирующие кислоты и основания будут представлены в суммарных ионных уравнениях для кислотно-основных реакций, происходящих при смешивании растворов следующих веществ. Обратитесь к ресурсу «Кислотно-щелочная таблица».1+ для NH 4 1+ .) азотная кислота и сульфид калия
    хлорид аммония и цианид натрия
    карбонат натрия и плавиковая кислота
    аммиак и хлорная кислота

    12.8-6. Чистые уравнения

    Упражнение 12.12: Используйте ресурс «Таблица кислотно-щелочного баланса», чтобы написать суммарные уравнения реакций, описанных ниже. Используйте одинарную стрелку, чтобы указать, что реакция обширна, и двойную стрелку, чтобы указать, что это не так.Считать реакцию экстенсивной только тогда, когда реагирующая кислота по крайней мере в 1000 раз сильнее образующейся кислоты. ).1+ для NH 4 1+ .)

    12,9

    p H и p K a

    Введение

    Концентрация ионов гидроксония является важным свойством водного раствора, но она может быть очень малой, поэтому ее часто дают в p-шкале, чтобы избежать записи показателей степени.
    Цели
    • Напишите выражение для постоянной ионного произведения воды и дайте ее значение при 25 °С.
    • Определите концентрацию ионов гидроксония (или гидроксида) в водном растворе, зная концентрацию ионов гидроксида (или гидроксония).
    • Определите p K a и определите относительную силу кислоты на основе кислоты p K a .

    12.9-1. Константа ионного произведения воды

    Вода является и очень слабой кислотой, и очень слабым основанием, поэтому она может реагировать сама с собой. H 2 O + H 2 O H 3 O 1+ + OH 1− Помните, что вода является растворителем и рассматривается как чистая жидкость, поэтому она входит в выражение равновесия как единица, чтобы получить следующее выражение для константы равновесия.

    ( 12.2 )

    K w = [H 3 O 1+ ][OH 1− ] = 1,0 × 10 −14

    Ионный продукт воды

    Константа равновесия реакции называется константой ионного произведения воды и обозначается символом K w .Значение, данное для константы равновесия, является значением при 25 ° C. Уравнение 12.2 можно использовать для определения либо [H 3 O 1+ ], либо [OH 1– ], если известно другое. В чистой воде концентрации ионов гидроксония и гидроксида одинаковы, поскольку они образуются в соотношении 1:1 из воды. Следовательно, в чистой воде при 25 °С верно следующее.

    ( 12.3 )

    [H 3 O 1+ ] = [OH 1− ] = (K w ) 1/2 = 1.0 × 10 −7 М

    Концентрация в чистой воде

    Решения, для которых справедливо уравнение 12.3, называются нейтральными; растворы, в которых [H 3 O 1+ ] > [OH 1– ], называются кислыми; а растворы, в которых [H 3 O 1+ ] 1–], называются основными или щелочными.

    12.9-2. рН

    Концентрация ионов гидроксония является важной характеристикой раствора, но обычно она незначительна.Чтобы избежать использования экспонент при обсуждении концентраций ионов гидроксония, мы определяем pH . Показатель степени [H 3 O 1+ ] обычно отрицательный, поэтому знак log [H 3 O 1+ ] обычно отрицательный. Отрицательный знак в уравнении 12.4 означает, что pH обычно положителен. Из-за отрицательного знака высокий рН означает низкую концентрацию ионов гидроксония, а низкий рН означает высокую концентрацию ионов гидроксония.Уравнение 12.2

    K w = [H 3 O 1+ ][OH 1− ] = 1,0 × 10 −14

    можно преобразовать следующим образом, чтобы показать, как концентрация, и, следовательно, ион гидроксония можно определить рН основного раствора. Уравнение 12.5 показывает, что растворы с высокой концентрацией гидроксид-ионов имеют низкую концентрацию ионов гидроксония, поэтому высокий рН также означает высокую концентрацию гидроксид-ионов, а низкий рН означает низкую концентрацию гидроксид-ионов.Нейтральным раствором является раствор, в котором

    [H 3 O 1+ ] = [OH 1− ] = 1,0 × 10 -7 M,

    , поэтому pH нейтрального раствора определяется как

    pH = -log (1,0 × 10 -7 ) = 7,0.

    Концентрация ионов гидроксония выше в кислом растворе, поэтому рН кислого раствора меньше 7,0. Концентрация ионов гидроксония меньше в щелочном растворе, поэтому рН щелочного раствора больше 7,0. Эти выводы сведены в следующую таблицу.
    рН раствора Тип решения
    выше 7 базовый
    равно 7 нейтральный
    ниже 7 кислый

    Таблица 12.8: Тип раствора в зависимости от pH

    12.9-3. Упражнение на концентрацию ионов гидроксония

    Упражнение 12.13: Какова концентрация ионов гидроксония в следующих растворах? Используйте электронный формат для экспонент:

    1 × 10 –4 = 1e–04.

    12.9-4. pH-упражнения

    Упражнение 12.14: Чему равно значение pH, если [H 3 O 1+ ] = 1,3 × 10 –5 M ?
    Каков рН 0,10 M HCl?
    Каков pH раствора 0,022 M Ba(OH) 2 ? Подсказка: концентрация ионов гидроксида не равна

    0,022 M .


    12.9-5. р

    К а

    Высокий p K a означает слабую кислоту.

    K a кислоты является часто используемым свойством кислот, потому что оно описывает силу кислоты, но его часто называют p K a , чтобы избежать использования отрицательных показателей в обсуждениях. сила кислоты.p K a кислоты представляет собой отрицательный 10-логарифм по основанию K a . Кислоты с высоким p K a s являются слабыми кислотами из-за отрицательного знака в определении p K a . В следующей таблице перечислены некоторые кислоты, их K a s и их p K a s.
    Кислота К и р К а
    ВЧ 7. 2 × 10 –4 3,14
    HOCl 3,5 × 10 –8 7,46
    HCN 4,0 × 10 –10 9,40

    Таблица 12.9

    Обратите внимание, что p K a увеличивается по мере уменьшения силы кислоты.

    12.9-6. p

    K a Упражнение Упражнение 12.15:

    0,1 M раствор какой из следующих кислот имеет более высокое значение pH?

    12.9-7. Выбор раствора с более низким pH. Упражнение

    . Упражнение 12.16:

    Укажите в каждой паре раствор с более низким значением рН.

    12.10 Упражнения и решения

    Выберите ссылки, чтобы просмотреть упражнения в конце главы или решения нечетных упражнений.

    Кислотно-основные реакции в органической химии | Кэтрин М.

    Берд, доктор философии. | Субстрат

    Кислотно-основные реакции — это первые реакции, которые вы изучаете в химии, и они происходят чаще всего. На самом деле, у большинства людей есть опыт кислотно-щелочных реакций. Помните тот вулкан из пищевой соды, который вы или ваш друг построили в детстве? Для того, чтобы вулкан «извергся», внутрь вулкана добавляют уксус (уксусную кислоту), который содержит пищевую соду (бикарбонат натрия).Полученное «извержение» содержит побочные продукты этой реакции: ацетат натрия, углекислый газ и воду.

    Никогда не видели вулкан пищевой соды? Вы когда-нибудь принимали антацид для лечения изжоги? Если это так, то вы испытали кислотно-щелочную реакцию в своем организме. Некоторые антациды содержат такие основания, как карбонат кальция, в качестве активного ингредиента, который нейтрализует соляную кислоту в желудке.

    Поговорим об основах кислотно-щелочных реакций. Согласно определению Бренстеда-Лоури, кислота — это соединение, которое отдает протон, а основание — это соединение, которое принимает протон. Посмотрите, что происходит, когда гидроксид натрия смешивается с уксусной кислотой.

    Примечание: Кислотно-щелочные реакции обратимы, поэтому они записываются двумя стрелками (одна вперед и одна назад).

    Сопряженное основание, ацетат-ион в приведенной выше реакции, представляет собой соединение, которое остается после передачи протона от кислоты (уксусной кислоты) к основанию (-ОН). Сопряженная кислота, вода в приведенной выше реакции, представляет собой соединение, которое остается после того, как протон принимается от основания (иона гидроксида).

    Сила кислоты

    Каждая кислота не одинакова! Поэтому одни кислоты сильнее других. Как определить силу кислоты?

    Сила кислоты определяется ее способностью отдавать протоны (H+) в воде с образованием h4O+. Например, HBr будет полностью реагировать с водой, тогда как этанол (Ch4Ch3OH) будет реагировать с водой лишь незначительно.

    Давайте рассмотрим общую реакцию добавления кислоты в воду.

    Сила кислоты в воде описывается константой кислотности ( K a), которая связана с равновесием диссоциации кислоты.

    Для сильных кислот равновесие будет находиться справа от уравнения, что приводит к большим значениям K a. Для слабых кислот равновесие будет смещено влево, что приведет к меньшим значениям K a. Поскольку значения K a для органических кислот находятся в диапазоне от 10–5 до 10–15, сила кислоты обычно представлена ​​в виде значений p K a. p K a = -log K a

    Следовательно, сильные кислоты имеют более низкое p K a (большее K a ), а слабые кислоты имеют более высокое p K a (меньшее K a ). ).Например, p K a HBr равно -9, тогда как p K a этанола равно 16. какое направление благоприятно для протекания реакции?

    Давайте вернемся к реакции между гидроксидом натрия и уксусной кислотой.

    Обратите внимание, что уксусная кислота имеет pKa 4,76, а вода имеет pKa 15,74.

    Правило 1: Реакция пойдет в направлении образования более слабой кислоты.

    Следовательно, в приведенном выше примере реакция пойдет вправо.

    Почему?

    Другой способ думать об этом состоит в том, что более сильная кислота всегда отдает более сильное основание. В этом примере уксусная кислота является более сильной кислотой, а гидроксид натрия является более сильным основанием, чем вода и ацетат натрия. Сильная кислота и основание определяются по правилу 2.

    Правило 2: Сильные кислоты образуют слабые основания, а сильные основания — слабые кислоты.

    Помните об этом правиле при анализе кислотно-щелочной реакции. Если вы находитесь в ситуации, когда вас просят определить самое сильное основание, то это правило будет вам полезно.

    Хотите узнать больше о кислотно-щелочной химии?

    Попробуйте приложение Substrate, где вы сможете улучшить свои химические навыки с помощью веселых и интерактивных упражнений! Практика в любом месте, в любое время.

    Загрузите приложение Substrate в магазине App Store или Google Play!

    Для получения дополнительной информации о субстрате посетите наш веб-сайт.

    Типы реакций – осадки и кислота/основа

    Типы реакций – осадки и кислота/основание

    Типы реакций

    Нижеследующее является содержанием лекции 13. В этой лекции мы рассмотрим реакции осаждения и кислотно-основные реакции.

    Растворимость и осаждение

    Продолжая обсуждение того, что заставляет реакцию протекать с образованием продукта, мы теперь вернемся к образованию твердого тела. В реакции, в которой один из продуктов практически не растворяется (способность растворяться) в воде, образуется твердое вещество.Это твердое вещество называют осадком. Это происходит потому, что подобно дождю, падающему с неба, твердое вещество, которое образуется, выпадает из раствора и собирается на дне контейнера, в котором оно находится.

    Хитрость в понимании реакции осаждения заключается в том, чтобы знать, какие соединения нерастворимы. К сожалению, единственный способ узнать это — запомнить некоторые правила растворимости:

    В приведенной выше таблице приведены несколько правил, которые вы должны запомнить.Обратите внимание, что из большинства правил есть исключения. Вам нужно будет знать и это.

    Написание уравнения реакции осаждения:

    Типичные вопросы, касающиеся реакции осаждения, потребуют идентификации чистого ионного уравнения, которое мы рассмотрели ранее, или будут представлять собой простой вопрос, требующий, чтобы вы завершили реакцию и определили, будет ли она производить продукт или нет. Другими словами, будут ли они образовывать какие-либо соединения, которые направляют реакцию в прямом направлении.

    Вот пример:

    Каковы продукты следующей реакции?

    AgNO 3 (водн.) + KI(водн.) → ?

    Чтобы ответить на вопрос, вы должны понимать, что это реакция Метатезиса. Это причудливое слово для «обмена партнерами» в качестве реакции.

    Лучший способ завершить этот процесс и правильно предсказать продукты — разделить каждый из реагентов на их ионы:

    Ag + + NO 3 + K + + I

    Теперь поменяйте местами положительные ионы и сделайте новые соединения, убедившись, что заряды уравновешены, чтобы соединение было нейтральным.

    Ag + + NO 3 + K + + I → AgI(s) + KNO 3 (водный)

    Идентификация AgI как твердого вещества происходит из-за исключений из правил для галогенидов в таблице выше.

    Общее ионное уравнение для этой реакции будет включать только те ионы, которые образуют твердое тело, поэтому:

    Ag + (водн. ) + I (водн.) → AgI(s)

    Чтобы попрактиковаться в этих реакциях, вам нужно сначала поработать с правилами, а затем проверить себя с помощью приведенных ниже вопросов.

    Практические задачи и ответы

    Теперь перейдем ко второй части этой лекции о реакциях….

    Кислоты и основания

    Как мы видели, работая над номенклатурой, кислоты можно идентифицировать по тому, как в их формуле записаны ионизируемые атомы водорода в передней части молекулы: H Cl, H 2 SO 4 и т. д. Кислота определяется ее способностью отдавать этот водород (также называемый протоном), когда она находится в водном растворе.С другой стороны, основания обычно можно узнать по наличию в их формуле гидроксид-иона: Na OH , Ba( OH ) 2 и т. д. Мы определяем основание по его способности поглощать протоны из раствора.

    Кислота Определено = молекула или другой объект, который может отдавать протон или принимать пару электронов в реакциях.

    Определение основания = химическое вещество, которое отдает электроны или ионы гидроксида или принимает протоны в реакциях.

    Итак, теперь, когда мы знаем, что они собой представляют, что нам с ними делать? Что ж, всякий раз, когда кислота и гидроксидное основание реагируют вместе, они всегда производят одни и те же два типа продуктов: соль и воду.

    Пример: HCl(водн.) + NaOH(водн.) → NaCl(водн.) + H 2 O(л)

    NaCl — это соль, это реакция, и вы уже знаете воду. Если мы посмотрим на итоговое ионное уравнение этой реакции, то увидим, что движущей силой реакции является образование воды:

    H + (водн. ) + OH (водн.)→ H 2 O(ж)

    Когда вы взаимодействуете с кислотой и основанием, этот процесс называется нейтрализацией.Это связано с тем, что продукты реакции не вносят в раствор никаких протонов или гидроксид-ионов, кроме нормальной диссоциации воды в воде, которая составляет очень небольшое количество (константа диссоциации Kw = 1,0x 10 -14 ). Концентрация H + , основанная на этой диссоциации, составляет 1,0 x 10 -7 M, и когда мы берем pH этого значения (-log (1,0 x 10 -7 )) оно равно 7, что определено как нейтральный рН.

    Сейчас мы сосредоточимся на реакциях сильных кислот и оснований.В таблице ниже приведены сильные кислоты и основания, которые вам необходимо знать. Все другие кислоты и основания будут считаться слабыми для целей этого курса.

    Вот несколько практических задач на реакции кислот и оснований:

    Рабочий лист и ключ

    Кислоты и основания



    Вода

    Обычно мы говорим о кислотно-щелочных реакциях в водной среде, то есть в присутствии воды. Наиболее фундаментальной кислотно-основной реакцией является диссоциация воды:
    H 2 O H + + OH

    В этой реакции вода распадается на ион водорода (H + ) и гидроксид-ион (OH ).В чистой воде мы можем определить специальную константу равновесия (K w ) следующим образом:

    K W = [H + ][OH ] = 1,00×10 -14

    Где K w – константа равновесия для воды при 25°C (безразмерная величина)
    [H + ] – молярная концентрация водорода
    [OH ] – молярная концентрация гидроксида

    Константа равновесия меньше единицы (1) предполагает, что реакция предпочитает оставаться на стороне реагентов — в этом случае вода предпочитает оставаться водой.Поскольку вода практически не ионизируется, она является очень плохим проводником электричества.

    рН

    Однако в этом прочтении интерес представляет кислотно-основная природа вещества. как вода. На самом деле вода ведет себя и как кислота, и как основание. Кислотность или основность вещества чаще всего определяется значение рН, определяется следующим образом:

    pH = -log[H + ]

    В равновесии концентрация H + составляет 1,00 × 10 -7 , поэтому мы можем рассчитать pH воды в равновесии как:

    pH = -log[H + ]= -log[1.00 × 10 -7 ] = 7,00

    Растворы с pH семь (7) называются нейтральными, растворы со значениями pH ниже семи (7) определяются как кислые, а выше pH семи (7) — как щелочные.

    pOH дает нам еще один способ измерения кислотности раствора. Это просто противоположность рН. Высокий pOH означает, что раствор кислый, а низкий pOH означает, что раствор щелочной.

    рОН = -log[ОН ]

    pH + pOH = 14,00 при 25°C

    Определения кислот и оснований

    • Аррениус
      кислота : образует [H + ] в растворе
      основание : образует [OH ] в растворе водн. ) + NaOH(водн.) NaCl(водн.) + H 2 O(ж)
    • Бренстед-Лоури:
      кислота : все, что отдает [H + ] (донор протонов) 3 основание : все, что принимает [H + ] (акцептор протонов)
      нормальное уравнение Бренстеда-Лоури: кислота + основание кислота + основание 2 (водн.)+ H 3 O + (водн.)
      Каждая кислота имеет сопряженное основание, а каждое основание имеет сопряженную кислоту.Эти сопряженные пары отличаются только одним протоном. В этом примере: NO 2 представляет собой сопряженное основание кислоты HNO 2 и H 3 O + представляет собой сопряженную кислоту основания H 2 O.
    • Lewis 9:
      кислота : принимает пару электронов
      основание : отдает пару электронов
      Преимущество этой теории состоит в том, что гораздо больше реакций можно считать кислотно-основными реакциями, поскольку они не должны происходить в растворе.

    Соли

    Соль образуется, когда кислота и основание смешиваются, и кислота выделяет ионы H + , а основание выделяет ионы OH . Этот процесс называется гидролизом. PH соли зависит от сильных сторон оригинальных кислот и оснований:

    Кислота Базы соль PH
    STROL STROL PH = 7
    S слабого SILL pH > 7
    сильный слабый pH < 7
    слабый слабый зависит от того, что сильнее
    9 Эти соли являются кислыми или основными из-за их кислых или основных ионов.Когда слабые кислоты или слабые основания реагируют с водой, они образуют сильные сопряженные основания или сопряженные кислоты соответственно, что определяет рН соли.

    Чтобы молекула со связью Н-Х была кислотой, водород должен иметь положительную степень окисления, чтобы он мог ионизироваться с образованием положительного иона +1. Например, в гидриде натрия (NaH) водород имеет заряд -1, так что это не кислота, а основание. Молекулы типа CH 4 с неполярными связями также не могут быть кислотами, поскольку H не ионизируется.Молекулы с сильными связями (большие различия в электроотрицательности) с меньшей вероятностью будут сильными кислотами, поскольку они плохо ионизируются. Для молекулы со связью X-O-H (также называемой оксокислота), чтобы стать кислотой, водород должен снова ионизироваться с образованием Н + . Чтобы быть основанием, OH должен прерваться, чтобы сформировать ион гидроксида (OH ). И то, и другое происходит при работе с оксокислотами.

    Сильные кислоты: Эти кислоты полностью ионизируются в растворе, поэтому они всегда представлены в химических уравнениях в их ионизированной форме.Всего семь (7) сильных кислот:

    HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 3 , HClO 4

    Чтобы рассчитать значение pH, проще всего следовать стандартному процессу «Начало, изменение, равновесие».

    Пример задачи: определить рН 0,25 М раствора HBr.

    Ответ:
    HBr (водный) H + (водный) + Бр (водный)
      Начало: .25 м 0 М 0 М
      Изменение: -.25 +.25 +.25
      Равновесие: 0 .25 .25
    pH = -log[H + ] = -log(0,25) = 0,60

    Слабые кислоты: Это наиболее распространенный тип кислот. Они следуют уравнению:

    HA(водн.) H + (водн.) + A (водн. )

    Константа равновесия диссоциации кислоты известна как K a .Чем больше значение K a , тем сильнее кислота.

    К а = [H + ][A ]

    [HA]

    Пример задачи: Определите pH 0,30 М уксусной кислоты (HC 2 H 3 O 2 ) с помощью K a 1,8×10 -5 .

    Сильные основания: Подобно сильным кислотам, эти основания полностью ионизируются в растворе и всегда представлены в ионизированной форме в химических уравнениях.Существует только восемь (8) сильных оснований:

    LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2

    Пример задачи: определить рН 0,010 М раствора Ba(OH) 2 .

    Ответ:
    Ba(OH) 2 (водный) Ba 2+ (водный) + 2ОН (водный)
      Начало: . 010 М 0 М 0 М
      Изменение: -.010 +.010 +.020
      Равновесие: 0 .010 .020
      pOH = -log[OH ] = -log(0,020) = 1,70
      рН = 14,00 — 1,70 = 12,30

    Слабые основания: Они следуют уравнению:

    Слабое основание + H 2 O сопряженная кислота + OH

    пример: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH

    K b – константа диссоциации оснований:

    K b = [сопряженная кислота][OH ]

    [слабое основание]
    Пример: K b = [NH 4 + ][OH ]

    [NH 3 ]

    К а х К б = К ш = 1. 00×10 -14

    Чтобы рассчитать pH слабого основания, мы должны следовать очень похожему процессу «Начало, изменение, равновесие», как и для слабой кислоты, однако мы должны добавить несколько шагов.

    Пример задачи: определить рН 0,15 М аммиака (NH 3 ) с помощью a K b = 1,8×10 -5 .

    При работе со слабыми кислотами и слабыми основаниями вам также, возможно, придется иметь дело с «эффектом общего иона». Это когда вы добавляете соль к слабой кислоте или основанию, которое содержит один из ионов, присутствующих в кислоте или основании.Чтобы иметь возможность использовать тот же процесс для определения pH, когда это произойдет, все, что вам нужно изменить, это ваши «начальные» числа. Добавьте молярность иона, полученного из соли, а затем решите уравнение K a или K b , как вы делали ранее.

    Пример задачи: найти рН раствора, полученного при растворении 0,100 моль из HC 2 H 3 O 2 с K a из 1,8х10 -8 и 0. 200 моль NaC 2 H 3 O 2 в общем объеме 1,00 л.

    Ответ:
    HC 2 H 3 O 2 (водный) H + (водный) + C 2 H 3 O 2 (водный)
      Начало: .10 М 0 М .20 М
      Изменение:
      Равновесие: .10 — х х .20 + х
      K a = 1,8×10 -8 = (х)(.20 + х)

    (.10 — х)
    = (х)(.20)

    (.10)
    х = [Н + ] = -9. 0x10 -9
    pH = -log(9,0×10 -9 ) = 8,05

    Кислотно-основное титрование

    Кислотно-основное титрование — это когда вы добавляете основание к кислоте до тех пор, пока не будет достигнута точка эквивалентности, при которой количество молей кислоты равно количеству молей основания. Для титрования сильного основания и сильной кислоты эта точка эквивалентности достигается, когда рН раствора равен семи (7), как показано на следующей кривой титрования:

    При титровании сильного основания слабой кислотой точка эквивалентности достигается, когда pH больше семи (7).Полуэквивалентность момент, когда половина общего количества основания, необходимого для нейтрализации добавлена ​​кислота. Именно в этот момент pH = p K a слабая кислота.

    При кислотно-щелочном титровании основание будет реагировать со слабой кислотой и образовывать раствор, содержащий слабую кислоту и сопряженное с ней основание, пока кислота полностью не исчезнет. Чтобы решить эти типы задач, мы будем использовать значение K a слабой кислоты и молярности таким же образом, как и раньше.До демонстрируя этот способ, давайте сначала рассмотрим короткий путь, называемый Уравнение Хендерсона-Хассельбальха . Это можно использовать только тогда, когда у вас есть немного кислоты и сопряженного основания в вашем растворе. Если у вас есть только кислота, то вы должны решить чистую задачу K a , а если у вас есть только основание (например, после завершения титрования), вы должны решить задачу K b .

    pH = pK a + log [ основа ]

    [ кислота ]

    Где:
    pH — логарифм молярной концентрации водорода
    p K a — равновесная константа диссоциации кислоты
    [основание] — молярная концентрация основного раствора
    [кислота] — молярная концентрация концентрация кислого раствора

    Пример задачи: 25. 0 мл 0,400 М КОН добавляют к 100 мл 0,150 М бензойной кислоты, HC 7 H 5 O 2 ( K a = 6,3×10 -5 ). Определить рН раствора.

    Это уравнение часто используется при попытке найти рН буферных растворов. Буферный раствор — это раствор, который противостоит изменению рН при добавлении небольшого количества кислоты или основания. Они состоят из сопряженной кислотно-основной пары, такой как HC 2 H 2 H 3 O 2 / C 2 H 3 O 2 или NH 4 + / NH 3 .Они работают, потому что кислотные частицы нейтрализуют ионы OH , а основные частицы нейтрализуют ионы H + . Буферная емкость – это количество кислоты или основания, которое буфер может нейтрализовать до того, как рН начнет существенно изменяться. Это зависит от количества кислоты или основания в буфере. Высокая буферная емкость обеспечивается решениями с высокими концентрациями кислоты и основания и где эти концентрации близки по величине.

    Практическая задача о слабой кислоте :

    C 6 H 5 COONa – соль слабой кислоты C 6 H 5 COOH.0,10 М раствор C 6 H 5 COONa имеет рН 8,60.

    1. Вычислить [OH ] C 6 H 5 COONa
    2. Рассчитать K B для: C 6 H 5 COO — + H 2 O C 6 H 5 COOH + OH
    3. Рассчитать K a для C 6 H 5 COOH

    См. раствор слабой кислоты.

    Практическая задача титрования :

    20,00 мл 0,160 M HC 2 H 3 O 2 ( K a = 1,8×10 -5 ) титруют 0,200 M NaOH.

    1. Каково значение pH раствора перед началом титрования?
    2. Каков pH после добавления 8,00 мл NaOH?
    3. Какой pH в точке эквивалентности?
    4. Каков pH после добавления 20,00 мл NaOH?

    См.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.