Свойства оснований кислот и солей – Химические свойства оснований, кислот, солей.

Обсуждение: «Свойства оснований и кислот»

distant-lessons.ru

Химические свойства оснований

1. Основание + кислота соль + вода

КОН + HCl KCl + H₂O.

2. Основание + кислотный оксид соль + вода

2KOH + SO₂ K₂SO₃ + H₂O.

3. Щелочь + амфотерный оксид/гидроксид соль + вода

2NaOH_(тв) + Al₂O₃2NaAlO₂ + H₂O;

NaOH_(тв) + Al(OH)₃NaAlO₂ + 2H₂O.

4. Основание + соль соль + основание.

Реакция обмена между основанием и солью протекает только в растворе (и основание, и соль должны быть растворимы) и только в том случае, если хотя бы один из продуктов – осадок или слабый электролит (NH₄OH, H₂O)

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄BaSO₄+ 2NaOH;

Ba(OH)₂ + NH₄Cl BaCl₂ + NH₄OH.

5. Основание основной оксид + вода.

Термостойки только основания щелочных металлов за исключением LiOH

Ca(OH)₂CaO + H₂O;

NaOH ;

NH₄OH NH₃ + H₂O.

6. Щелочь + металл (образующий амфотерный оксид) соль + Н₂

2NaOH_(тв) + Zn Na₂ZnO₂ + H₂.

КИСЛОТЫ

Кислотами с позиции ТЭД называются сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием иона водорода Н⁺.

Классификация кислот

1. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HNO₂), двухосновные (H₂CO₃, H₂SO₄), трехосновные (H₃PO₄).

2. По составу кислоты делят на бескислородные (HCl, H₂S) и кислородсодержащие (HClO_4, HNO₃).

3. По способности кислот диссоциировать в водных растворах их делят на слабые и сильные. Молекулы сильных кислот в водных растворах распадаются на ионы полностью и их диссоциация необратима.

Например, HCl H⁺ + Cl^—;

H₂SO₄H⁺ + HSO.

Слабые кислоты диссоциируют обратимо, т.е. их молекулы в водных растворах распадаются на ионы частично, а многоосновные — ступенчато.

СН₃СООН СН₃СОО^— + Н⁺;

1) H₂S HS^— + H⁺, 2) HS^— H⁺ + S^2-.

Часть молекулы кислоты без одного или нескольких ионов водорода Н⁺ называется кислотным остатком. Заряд кислотного остатка всегда отрицательный и определяется числом ионов Н⁺, отнятых от молекулы кислоты. Например, ортофосфорная кислота H₃PO₄ может образовать три кислотных остатка: H₂PO— дигидрофосфат-ион, HPO— гидрофосфат-ион, PO— фосфат-ион.

Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN^— — циан) окончание — водородная: HCl – хлороводородная кислота (соляная кислота), H₂S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота (синильная кислота).

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «…ная» или «…овая», например, H₂SO₄ – серная кислота, H₃AsO₄ – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «…ная» (HClO₄ – хлорная кислота), «…оватая» (HClO₃ – хлорноватая кислота), «…истая» (HClO₂ – хлористая кислота), «…оватистая» (HClO- хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающей низшей степени окисления элемента, получает окончание «…истая» (HNO₃ – азотная кислота, HNO₂ – азотистая кислота).

Одному и тому же кислотному оксиду (например, Р₂О₅) могут соответствовать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO₃ и H₃PO₄). В подобных случаях к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода в молекуле, добавляется приставка «мета…», а к названию кислоты, содержащей в молекуле наибольшее число атомов кислорода – приставка «орто…» (HPO₃ – метафосфорная кислота, H₃PO₄ – ортофосфорная кислота).

Если же молекула кислоты содержит несколько атомов кислотообразующего элемента, то к ее названию добавляется числительная приставка, например, Н₄Р₂О₇ – двуфосфорная кислота, Н₂В₄О₇ – четырехборная кислота.

Кислоты, содержащие в своем составе группировки атомов –О-О-, можно рассматривать как производные перекиси водорода. В случае необходимости после приставки «пероксо…» в название кислоты помещают числительную добавку, указывающую на число атомов кислотообразующего элемента, входящего в состав молекулы, например,

Н₂SO₅ H₂S₂O₈

H — O O O O

S H – O – S –O – O – S – O — H

H — O — O O O O

Пероксосерная кислота Пероксодвусерная кислота

Химические свойства кислот

1. Кислота + основание соль + вода

HF + KOH KF + H₂O.

2. Кислота + основной оксид соль + вода

H₂SO₄ + CuO CuSO₄ + H₂O.

3. Кислота + амфотерный оксид/гидроксид соль + вода

2HCl + BeO BeCl₂ + H₂O.

4. Кислота + соль соль + кислота.

Кислоты взаимодействуют с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая (летучая) по сравнению с исходной кислота

H₂SO₄ + BaCl₂ BaSO₄ +2HCl;

2HNO₃ + Na₂CO₃ 2NaNO₃ + H₂O + CO_2.

5. Кислота кислотный оксид + вода

Н₂СО₃Н₂О + СО₂.

6. Кислота + металл (в ряду напряжений до Н₂) соль + Н₂

H₂SO_4(разб) + Fe FeSO₄ + H₂;

HCl + Cu .

На рисунке 2 показано взаимодействие кислот с металлами.

КИСЛОТА — ОКИСЛИТЕЛЬ

Металл в ряду напряжения после Н₂

Металл в ряду напряжения до Н₂

+ соль металла + Н₂

в min степени

H₂SO₄ концентриро-

ванная

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+ реакция не идет

Металл щелочной/ щелочноземельный/Mq/Zn

H₂S/SO₂/S

от условий

Сульфат металла в max с.о.

Н₂О

+ + +

+

Металл (остальные)

SO₂

+ + +

HNO₃ концентриро-

ванная

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+ реакция не идет

Металл щелочной/ щелочноземельный

N₂O

Нитрат металла в max с.о.

Н₂О

Металл (остальные; Al,Cr, Fe, Co, Ni при нагревании)

NO₂

+

+

+

HNO₃ разбавленная

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+ реакция не идет

Металл щелочной/ щелочноземельный

NH₃ (NH₄NO₃)

Нитратметал

ла в max с.о.

Н₂О

+ +

Металл (остальные в ярду напряжений до Н₂)

NO/N₂O/N₂/NH₃(NH₄NO₃)

от условий

+

Металл (остальные в ряду напряжений после Н₂)

NO

+ +

Рис.2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ С МЕТАЛЛАМИ

СОЛИ

Соли – это сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положителльно заряженных ионов (катионов – основных остатков), за исключением ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов (анионов – кислотных остатков), отличных от гидрокисид – ионов.

studfiles.net

Свойства кислот, оснований и солей — Знаешь как

Рис. 78. Прибор для сравнения силы различных кислот по скорости выделения водорода

В предыдущих параграфах мы познакомились с теорией электролитической диссоциации. Рассмотрим теперь в свете этой теории свойства тех веществ — кислот, оснований и солей, которые являются электролитами в водных растворах.

1. Кислоты. Как известно, для кислот характерны следующие свойства:

а) кислый вкус;

б) способность изменять цвета многих индикаторов, в частности окрашивать лакмус в красный цвет;

в) способность растворять некоторые металлы с выделением водорода;

г) способность взаимодействовать с основаниями, с образованием солей.

Все эти свойства кислоты проявляют только в растворах, и притом почти исключительно в водных растворах. Так, например, сухой хлористый водород или раствор его в бензоле совсем не обладает кислотными свойствами, даже не окрашивает лакмусовую бумажку в красный цвет, а раствор его в воде — соляная кислота — одна из наиболее типичных кислот; точно так же безводная серная кислота совершенно не действует на цинк при обыкновенной температуре, тогда как ее водный раствор энергично реагирует с цинком, выделяя водород.

Но в водных растворах, как мы теперь знаем, присутствуют не молекулы кислот, а главным образом свободные ионы. Понятно, что и свойства таких растворов должны зависеть от свойств отдельных ионов, а не целых молекул.

Так как при диссоциации любой кислоты обязательно образуются водородные ионы, то все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны приписать водородным ионам, или, точнее, ионам гидроксония. Это они окрашивают лакмус в красный цвет, они вступают в реакцию с металлами, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением водородных ионов, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием ионов водорода и не дающие никаких других положительно заряженных ионов. Последнее добавление необходимо потому, что некоторые кислые соли, как, например, КН₂РО4, NaHSО₄, также отщепляют в водных растворах ионы водорода, но наряду с ними образуют и положительно заряженные ионы металлов .

Кислоты, у которых ярко проявляются перечисленные выше свойства, называются сильные и кислотами. Так как носителями кислотных свойств являются ионы водорода, то, конечно, кислота будет тем сильнее, чем больше концентрация ионов водорода в ее растворе при данном разбавлении, т. е. чем лучше кислота диссоциирует. Сильными являются, например, соляная и азотная кислоты, которые, вероятно, диссоциированы целиком, но вследствие электрического взаимодействия между ионами их кажущаяся степень диссоциации в 0,1 н. растворе равна примерно 92%. Наоборот, такие кислоты, степень диссоциации которых не велика, как, например, уксусная, угольная и др., считаются слабыми.

Таким образом, мерой силы кислот служит степень их диссоциации.

О силе кислот можно судить по различным реакциям. В качестве примера укажем на скорость выделения водорода из различных кислот при взаимодействии их с металлами.

Произведем следующий опыт. Нальем в три маленькие колбочки нормальные растворы соляной, фосфорной и уксусной кислот. Бросив в колбочки по одинаковому кусочку цинка или магния, быстро закупорим их пробками с газоотводными трубками, концы которых подведены под отверстия бюреток, опрокинутых в ванну с водой (рис. 78).

Быстрее всего водород выделяется из соляной кислоты, значительно медленнее из фосфорной и очень медленно из уксусной. Таким образом, если судить о силе кислот по скорости выделения водорода, то наиболее сильной из взятых кислот оказывается соляная, а наименее сильной — уксусная, что вполне согласуется со степенью их диссоциации.

Различие в силе кислот по мере разбавления их растворов водой постепенно сглаживается, так как с увеличением разбавления степень диссоциации всех электролитов растет, приближаясь степень диссоциации и концентрация водородных ионов в растворах HCl к 100%. При очень большом разбавлении все кислоты и основания диссоциированы почти нацело, т. е. одинаково сильны. Отсюда не следует, однако, делать вывода, что чем более разбавлена кислота, тем энергичнее она действует. Дело в том, что действие кислоты определяется концентрацией находящихся в ее растворе ионов водорода, которая, в свою очередь, зависит как от степени диссоциации, так и от общей концентрации кислоты. Хотя с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается, но общая концентрация кислоты уменьшается, и притом обыкновенно быстрее, чем растет первая. Поэтому в разбавленных растворах концентрация водородных ионов всегда меньше, чем в концентрированных. В сказанном легко убедиться хотя бы на примере соляной кислоты (табл. 13).

2. Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

а) своеобразным «мыльным» вкусом;

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты, например окрашивать лакмус в синий цвет;

в) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей.

Так как общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксильных ионов, то ясно, что носителем щелочных свойств является ион гидроксила. Поэтому с точки зрения ионной теории основания — это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с отщеплением гидроксильных ионов .

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от степени их диссоциации. Наиболее сильные основания — едкий натр и едкое кали, которые в водных растворах, вероятно, диссоциируют полностью, хотя кажущаяся степень их диссоциации в0,1 н. растворах составляет около 90%. Большинство оснований являются слабыми электролитами.

3. Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от ионов гидроксила. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не

обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциированы, и тем лучше, чем меньше валентность образующих соль ионов.

91 93 94

Вы читаете, статья на тему Свойства кислот, оснований и солей

znaesh-kak.com

Химические свойства оснований — урок. Химия, 8–9 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

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

Видеофрагмент:

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

Реакции обмена между щелочами и кислотами называют реакциями нейтрализации.

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

Видеофрагмент:

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:

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:

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

2Fe(OH)3⟶t°Fe2O3+3h3O.

www.yaklass.ru

Свойства оснований, кислот, солей и оксидов

Кислоты в свете ТЭД

1. Химические свойства кислот.

1. Кислота _{Р., Н.} + Ме(ОН)_{х Р., Н.} = соль + вода (р. Обмена, р. Нейтрализации, если Ме(ОН)_х— щелочь)

2. Кислота _Р.+ Ме_хО_у (степень окисления Ме от +1до +4) = соль_Р. + вода (р. Обмена,)

3. Кислота _Р.+ соль _{Р. иногда Н.}= новая кислота + новая соль (р. Обмена, ↓, ↑-СО₂, SO₂, Н₂S, кислота сильнее новой кислоты)

4. Кислота + Ме = соль + Н₂↑ (р. Замещения, происходит если: а) Ме стоит в ЭХРН до Н₂, б) Соль — р., в) Кислота – р., г) Кислота не HNO₃ и не конц. Н₂SO₄)

2. Способы получения

1. Кислотный оксид + вода = кислота (кислородсодержащие кислоты)

2. НеМе + Н₂= Н_хнеМе (бескислородные кислоты)

3. Соль + кислота = новая кислота + новая соль↓

Основания в свете ТЭД

1. Химические свойства оснований.

1. Кислота _{Р., Н.} + Ме(ОН)_{х Р., Н.} = соль + вода (р. Обмена, р. Нейтрализации, если Ме(ОН)_х— щелочь)

2. Основание _Р.+ Ме_хО_у (степень окисления Ме от +5 до +7) = соль + вода (р. Обмена)

Основание _Р.+ неМе_хО_у = соль + вода (р. Обмена)

3. Основание _Р.+ соль _Р.= новое основание + новая соль (р. Обмена, ↓, ↑-NH₃)

4. Нерастворимое основание ^t= неМе_хО_у + Н₂О↑ (р. Разложения)

2. Способы получения

4. Оксид Ме + вода = щелочь (Li₂O, Na₂O, K₂O, Rb₂O, Cs₂O, CaO, BaO, SrO)

5. Щелочной 2Ме + 2Н₂О= 2МеОН _Р + Н₂↑ (щелочь) ( Li, Na, K, Rb, Cs)

Щелочноземельный Ме + 2Н₂О= Ме(ОН) _Р (щелочь) + Н₂↑ (Ca, Ba, Sr)

6. Соль _р + основание _р = новое основание↓+ новая соль

Соли, их классификация, свойства в свете ТЭД

Соли

Свойства солей

1. Соль + кислота = другая соль + другая кислота (↓ или ↑ CO₂, SO₂, H₂S)

2. Соль (р) + щелочь = другая соль + другое основание (↓ или ↑ NH₃)

3. Соль₁ (р) + соль₂ (р) = соль₃ + соль₄ (↓ )

4. Соль (р) + металл (более активный, но не IA, IIA-подгрупп) = другая соль (р) + другой металл (менее активный)

5. Некоторые соли могут разлагаться при прокаливании.

СаСО₃ = СаО + СО₂

(CuOH)₂ СО₃ CuO + CO₂ + H₂O

2NaHCO₃Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O

MeNO₃ —

Оксиды, их классификация, свойства в свете ТЭД

Оксиды

Несолеобразующие Солеобразующие

CO, N₂O, NO, SiO,

Основные Амфотерные Кислотные

Ме^+1,+2_xO_y Ме^+3,+4_xO_y Ме^>+4_xO_y

НЕМе_xO_y

Химические свойства основных оксидов

1. О.О + кислота = соль + вода

2. O.O+ вода = щелочь!!!

3. О.О + К.О = соль

4. О.О + А.О = соль

Химические свойства кислотных оксидов

1. К.О + основание = соль + вода

2. К.O+ вода = кислота (искл. SiO₂)

3. О.О + К.О = соль

4. K.О + А.О = соль

5. K.O + соль летучих К.О= новая соль + летучий К.О↑

Химические свойства амфотерных оксидов

1. А.О + щелочь = соль + вода

А.О + кислота = соль + вода

2. А.O+ вода = реакция не идет

3. А.О + К.О = соль

4. А.О + О.О = соль

5. А.O + соль летучих К.О= новая соль + летучий К.О↑

infourok.ru