Студопедия — Кислоты. С позиций теории электролитической диссоциации кислота –химическое соединение, диссоциирующее в водном растворе (или в расплаве) на положительно заряженные
Студопедия Главная Случайная страница Обратная связь

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Кислоты. С позиций теории электролитической диссоциации кислота –химическое соединение, диссоциирующее в водном растворе (или в расплаве) на положительно заряженные






С позиций теории электролитической диссоциации кислота – химическое соединение, диссоциирующее в водном растворе (или в расплаве) на положительно заряженные ионы водорода и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка: ; .

Все общие характерные свойства кислот – кислый уксус, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями – обусловлены присутствием ионов водорода H+. По числу ионов водорода, которые образуются при диссоциации кислот, различают одноосновные, двухосновные, трехосновные кислоты. Так HCl, HNO3 – одноосновные кислоты, так как при диссоциации образуется один ион водорода; H2S, H2CO3, H2SO4 – двухосновные кислоты; H3PO4, H3AsO4 – трехосновные кислоты. Таким образом, основность кислоты определяется числом атомов водорода, которые образуются при диссоциации. Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (по стадиям). Например:

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4 первая ступень; H2PO4-↔ H+ + HPO42– вторая ступень;

HPO42– ↔ H+ + PO43– третья ступень.

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей мере – по второй и лишь в незначительной степени – по третьей. По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие (H2SO4, HNO3, H3PO4) и безкислородные (HCl, H2S).

Название кислородосодержащих кислот производятся от названия элемента с прибавлением окончания – ная, - овая, если степень окисления элемента максимальная. По мере понижения степени окисления кислотообразующего элемента суффиксы меняются в следующем порядке: - оват, - ист, -оватист. Например: HClO4 - хлорная кислота, HClO3 - хлорноватистая кислота, HClO2 – хлористая кислота; HClO – хлорноватистая кислота. Названиябезкислородных кислот производятся от названия соответствующего элемента с окончанием «о» и прибавлением слова «водородная». HF –фтороводородная кислота, HCl – хлороводородная кислота.

Получение кислот. Большинство кислородосодержащих кислот получают при взаимодействии кислотных оксидов с водой. Например:

; .

Если кислотные оксиды нерастворимы в воде, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем: действием другой кислоты (чаще всего H2SO4) на соответствующую соль. Например: Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3 .

Безкислородные кислоты (HF, HCl, H2S) получают путем непосредственного взаимодействия водорода с неметаллом и последующим растворением водородного соединения в воде, а также реакцией обмена между кислотой и солью. Например: H2 + S = H2S; 2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl. Важнейшие химические свойства кислот следующие:

1. Взаимодействие кислот с металлами с образованием соли и выделением водорода. Например: 2HCl + Fe = FeCl2 + H2↑; H2SO3 + Ca = Ca SO3+H2↑, при этом атомы металла окисляются, а ионы водорода восстанавливаются. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода, из кислот его не вытесняют. Не выделяется водород и при взаимодействии металлов с азотной (разбавленной и концентрированной) и концентрированной серной кислотами. В этом случае восстанавливаются азот и сера:

;

;

Mg + 2HNO3 (конц) = AgNO3 + NO2 + H2O.

2. Взаимодействие кислот с основными оксидами, основаниями и солями. Например: 2НС1 + Na2O = 2Na С1 + H2O; H3PO4 + 3LiOH = Li3PO4 + 3H2O.

Гидроксиды (основания)

С точки зрения теории электролитической диссоциации: основаниями называются электролиты, при диссоциации которых образуются отрицательно заряженные ионы гидроксида (ОН). Растворимые в воде основания называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочно-земельных металлов. Большинство же оснований в воде малорастворимы. В зависимости от числа гидроксильных групп в молекуле основания различают одно-, двух-, трехкислотные основания. Например, NH4OH, KOH - однокислотные основания; Ca(OH)2, Mg(OH)2 - двухкислотные; Sc(OH)3, Al(OH)3 - трехкислотные. Таким образом, кислотность основания определяется числом гидроксильных групп в молекуле основания. Двух - и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(OH)2 CaOH+ + OH первая ступень; CaOH+Ca2+ + OH вторая ступень.

Названия оснований образуются от слова " гидроксид " и названия металла. Например: LiОН -гидроксид лития, Ba(ОН)2 - гидроксид бария. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывается степень его окисления (римской цифрой в скобках): Mn(ОН)2 - гидроксид марганца(II); Мп(ОН)3 - гидроксид марганца (III). Растворимые в воде основания, т.е. щелочи получают при взаимодействии металлов или их оксидов с водой:

2Rb + 2H2O = 2RbОН + H2↑; BaO + H2O = Ba(ОН)2.

Нерастворимые в воде основания получают косвенным путем - действием щелочей на водные растворы соответствующих солей:

MnCl2 +2CsOH = 2Mn(OH)2↓ + 2CsCl

Химические свойства оснований обусловлены их отношением к кислотам, кислотным оксидам и солям:

1. При взаимодействии оснований с кислотами образуется соль и вода:

KOH+HCl=KCl+H2O.

2. Щелочи (т.е. растворимые в воде основания) взаимодействуют:

а) с кислотными оксидами: 2RbOH + N2O5 = 2RbNO3 + H2 O.

б) с растворами солей: 2КОН + CuSO4 = Cu(OH 2 + K2 SO4.

3. большинство оснований при нагревании разлагается. Например:

Cu(ОН)2 CuО + H2O; 2Fe(OH)3 Fe2О3 + 3H2O.

Соли

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (сюда же относится и катион аммония NH4+) и анионы кислотных остатков. Например: NaCl ↔ Na++Cl-; K3PO4 3K++PO43–. Так диссоциируют средние (или нормальные) соли. В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные, двойные и комплексные. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты, т.е. реакции нейтрализации. Например:

2KOH + H2SO4 = KHSO4 + 2H2O.

При упаривании такого раствора выпадают кристаллы средней соли K2SO4. Если основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты (например, серной в описанном выше примере), то при упаривании будут выпадать кристаллы кислой соли (KHSO4): KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O.

В кислых солях кроме ионов металла и кислотного остатка содержатся атомы водорода. Например: NaHSO4, Na2HPO4, NaH2PO4. Диссоциацию таких солей можно выразить уравнениями: NaHSO4 Na++HSO4-NaH2PO4 Na+ + H2PO4-; Na2HPO4 ↔ 2Na++ HPO42-.

Анионы кислых солей подвергаются дальнейшей диссоциации как слабые электролиты: HSO4- H+ + SO42-; H2PO4- H+ + HPO42-; HPO42- H+ + PO43-

Таким образом кислые соли диссоциируют по стадийно: вначале отщепляются ионы металла, а затем ионы водорода. Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Основныесоли – это соли, которые кроме ионов металла и кислотного остатка содержат гидроксогруппы. Эти соли можно представить как продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Например: Mg(OH)2+HCl=MgOHCl+H2O; 2Ca(OH)2+H2SO4=(CaOH)2SO4+2H2O. Диссоциацию основных солей можно выразить уравнениями:

MgOHCl↔ MgOH+ + Cl-; AlOHCl2 AlOH2++ 2Cl, - Al(OH)2Cl ↔ Al(OH) 2+ + Cl-.

Катионы основных солей в незначительной степени подвергаются дальнейшей диссоциации: MgOH+↔ Mg2++OH-; Al(OH)22+↔ AlOH2++OH-; AlOH2+↔ Al3++OH- Основные соли образуются многокислотными (двух- и более) основаниями. Однокислотные основания основных солей не образуют.

Наиболее распространены международные названия солей. Они состоят из двух слов: названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном. Число анионов и катионов, как правило, не указывается. Но если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то ее указывают в скобках римской цифрой. Например, KNO3 - нитрат калия, FeSO4 - сульфат железа (II), Fe2(SO4)3 - сульфат железа (III), NaCl - хлорид натрия. Названия кислых солей образуются добавлением к аниону приставки «гидро» -, а если необходимо, то с соответствующими числительными: NaHSO4 -гидросульфат натрия, KH2PO4 - дигидрофосфат калия. Названия основных солей образуются перечислением названий анионов, которые пишутся через дефикс: AlOHSO4 - сульфат-гидроксид алюминия, Al(OH)2Cl - хлорид-дигидроксид алюминия.

 

Важнейшие способы получения солей следующие:

1. Реакция нейтрализации: LiOH+HNO3 =LiNO3 +H2O; NaOH+HCl=NaCl+ H2O.

2. Взаимодействие кислот с основными оксидами: 2HCl + MgO = MgCl2 + H2O.

3. Взаимодействие кислот с солями: H2S + CuCl2 = CuS↓ + 2HCl;

4. Взаимодействие двух различных солей: Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2 NaCl;

5. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами: Ca(OH)2 +CO2 = CaCO3↓ +H2O.

6. Взаимодействие щелочей с солями: 3KOH + FeCl3 = 3KCl + Fe(OH)3.

7. Взаимодействие основных оксидов с кислотными оксидами: CaO + SiO2 = CaSiO3.

8. Взаимодействие металлов с кислотами: 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;.

9. Взаимодействие металлов с солями: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Химические свойства солей обусловлены их отношением к металлам, щелочам, кислотам и солям:

1. В ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытесняет последующие из растворов их солей. Например:

Zn + Hg(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Hg; 2Al + 3PtCl2 = 2AlCl3 + 3Pt.

2. Соли взаимодействуют:

а) со щелочами: MnSO4 + 2RbOH = Mn(OH)2 + Rb2SO4;

б) с кислотами: CaSO4 + H2S = CaS↓ + H2SO4;

в) между собой: CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl;

В заключение следует сказать, что между простыми веществами, оксидами, основаниями и солями существует связь, а именно - возможность их взаимного перехода. Так, например, простое вещество - металл кальций в результате соединения с кислородом превращается в оксид кальция CaО, а последний при взаимодействии с кислотой (например H2SO4) превращается в соль CaSO4. Эти превращения можно представить схемой:

Са→ СаО→ Ca(OH)2→ CaSO4.

Подобные превращения можно провести с неметаллами, например, серой:

S → SO2 → H2SO4 → CaSO4.

Итак, различными путями получена одна и та же соль. Возможен и обратный переход - от соли к другим классам неорганических соединений и простым веществам. Например, от сульфата меди путем его взаимодействия со щелочью можно перейти к гидроксиду меди (II), от него с помощью прокаливания – к оксиду меди (II), а из последнего посредством восстановления водородом при нагревания получить простое вещество – медь:

CuSO4 → Cu(OH)2 → CuO → Cu.

Подобная связь между классами неорганических соединений, основанная на получении веществ одного класса из веществ другого класса, называется генетической. Часто получение веществ осуществляется не прямым, а косвенным путём. Например, гидроксид меди (II) нельзя получить реакцией взаимодействия оксида меди (II) с водой. В этом случае применяют косвенный путь: на оксид меди (II) действуют кислотой, получают соль, а из соли, действуя раствором щелочи, получают гидроксид меди (II). Генетическую связь между классами неорганических соединений можно выразить схемой:

металл → основной оксид → основание

соль

неметалл → кислотный оксид → кислота







Дата добавления: 2014-11-10; просмотров: 1213. Нарушение авторских прав; Мы поможем в написании вашей работы!



Обзор компонентов Multisim Компоненты – это основа любой схемы, это все элементы, из которых она состоит. Multisim оперирует с двумя категориями...

Композиция из абстрактных геометрических фигур Данная композиция состоит из линий, штриховки, абстрактных геометрических форм...

Важнейшие способы обработки и анализа рядов динамики Не во всех случаях эмпирические данные рядов динамики позволяют определить тенденцию изменения явления во времени...

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ МЕХАНИКА Статика является частью теоретической механики, изучающей условия, при ко­торых тело находится под действием заданной системы сил...

ОСНОВНЫЕ ТИПЫ МОЗГА ПОЗВОНОЧНЫХ Ихтиопсидный тип мозга характерен для низших позвоночных - рыб и амфибий...

Принципы, критерии и методы оценки и аттестации персонала   Аттестация персонала является одной их важнейших функций управления персоналом...

Пункты решения командира взвода на организацию боя. уяснение полученной задачи; оценка обстановки; принятие решения; проведение рекогносцировки; отдача боевого приказа; организация взаимодействия...

Объект, субъект, предмет, цели и задачи управления персоналом Социальная система организации делится на две основные подсистемы: управляющую и управляемую...

Законы Генри, Дальтона, Сеченова. Применение этих законов при лечении кессонной болезни, лечении в барокамере и исследовании электролитного состава крови Закон Генри: Количество газа, растворенного при данной температуре в определенном объеме жидкости, при равновесии прямо пропорциональны давлению газа...

Ганглиоблокаторы. Классификация. Механизм действия. Фармакодинамика. Применение.Побочные эфффекты Никотинчувствительные холинорецепторы (н-холинорецепторы) в основном локализованы на постсинаптических мембранах в синапсах скелетной мускулатуры...

Studopedia.info - Студопедия - 2014-2024 год . (0.013 сек.) русская версия | украинская версия