Разделы сайта
Выбор редакции:
- Рецепты постных блюд Вторые блюда в пост
- Рецепты постных сладостей Постные сладости к чаю
- Знакомство с бразильской кухней
- Карьера что делать овен в году
- Как, зная имя и фамилию парня, погадать на его чувства?
- Приснилась икона Божьей Матери
- Никита Турчин — эпатажный ребенок-индиго, видеоблогер, актер
- Биография Лизы Кутузовой: фото, рост, вес, родители, настоящее имя
- Холотропное дыхание - Жена «Иванушки» чуть не попала в секту
- Учение о спасении Климента Александрийского
Реклама
11 кислот по химии. Кислоты презентация к уроку по химии (11 класс) на тему. Химические свойства кислот |
Основания, амфотерные гидроксидыОснования - это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула Me +y (OH) y , где у - число гидроксогрупп, равное степени окисления металла Me. В таблице представлена классификация оснований. Свойства щелочей гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса - в синий цвет, фенолфталеина - в малиновый. 2. Водные растворы диссоциируют: 3. Взаимодействуют с кислотами, вступая в реакцию обмена: Многокислотные основания могут давать средние и основные соли: 4. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя средние и кислые соли в зависимости от основности кислоты, соответствующей этому оксиду: 5. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами: а) сплавление: б) в растворах: 6. Взаимодействуют с растворимыми в воде солями, если образуется осадок или газ: Нерастворимые основания (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 и др.) взаимодействуют с кислотами и разлагаются при нагревании: Амфотерные гидроксидыАмфотерными называют соединения, которые в зависимости от условий могут быть как донорами катионов водорода и проявлять кислотные свойства, так и их акцепторами, т. е. проявлять основные свойства. Химические свойства амфотерных соединений1. Взаимодействуя с сильными кислотами, они обнаруживают основные свойства: Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O 2. Взаимодействуя со щелочами - сильными основаниями, они обнаруживают кислотные свойства: Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексная соль) Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексная соль) Комплексными называют соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму. Общий метод получения оснований базируется на реакциях обмена, с помощью которых могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания. CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4 К 2 СО 3 + Ва(ОН) 2 = 2 КОН + BaCO 3 ↓ При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль. При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например: АlСl 3 + 4КОН = К[Аl(ОН) 4 ] + 3КСl В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные гидроксиды не растворяются: АlСl 3 + 3NH 3 + ЗН 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl Гидроксиды серебра и ртути настолько легко разлагаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды: 2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3 В промышленности щелочи обычно получают электролизом водных растворов хлоридов. 2NaCl + 2Н 2 О → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2 Щелочи можно также получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой. 2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2 SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2 КислотыКислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков. При обычных условиях кислоты могут быть твердыми (фосфорная H 3 PO 4 ; кремниевая H 2 SiO 3) и жидкими (в чистом виде жидкостью будет серная кислота H 2 SO 4). Такие газы, как хлороводород HCl, бромоводород HBr, сероводород H 2 S, в водных растворах образуют соответствующие кислоты. Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона) и основность кислоты. Согласно протолитической теории кислот и оснований, предложенной одновременно датским химиком Брёнстедом и английским химиком Лоури, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием - вещество, способное принимать протоны. кислота → основание + Н + На основе таких представлений понятны основные свойства аммиака, который благодаря наличию неподеленной электронной пары при атоме азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя ион аммония посредством донорноакцепторной связи. HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 — кислота основание кислота основание Более общее определение кислот и оснований предложил американский химик Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем не обязательно происходят с переносом про тона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль в химических реакциях отводится электронным парам. Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса. Так, например, фторид алюминия AlF 3 - это кислота, так как он способен принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком. AlF 3 + :NH 3 ⇆ : Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса (аммиак - основание). Определение Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, которые рассматривались ранее предложенными теориями. В таблице сопоставлены определения кислот и оснований, используемые в настоящее время. Номенклатура кислотПоскольку существуют разные определения кислот, их классификация и номенклатура довольно условны. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4) и трехосновные (Н 3 РO 4). По составу кислоты делят на бескислородные (НСl, H 2 S) и кислородсодержащие (НСlO 4 , HNO 3). Обычно названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -кая, -вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются (в порядке уменьшения степени окисления металла): -оватая, истая, -оватистая: Если рассмотреть полярность связи водород-неметалл в пределах периода, легко можно связать полярность этой связи с положением элемента в Периодической системе. От атомов металлов, легко теряющих валентные электроны, атомы водорода принимают эти электроны, образуя устойчивую двухэлектронную оболочку типа оболочки атома гелия, и дают ионные гидриды металлов. В водородных соединениях элементов III-IV групп Периодической системы бора, алюминия, углерода, кремния образуют ковалентные, слабополярные связи с атомами водорода, не склонные к диссоциации. Для элементов V-VII групп Периодической системы в пределах периода полярность связи неметалл-водород увеличивается с зарядом атома, но распределение зарядов в возникающем диполе иное, чем в водородных соединениях элементов, склонных отдавать электроны. Атомы неметаллов, у которых для завершения электронной оболочки необходимо несколько электронов, оттягивают к себе (поляризуют) пару электронов связи тем сильнее, чем больше заряд ядра. Поэтому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF или SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl связи с атомами водорода, оставаясь ковалентными, приобретают более полярный характер, а атом водорода в диполе связи элемент-водород становится более электроположительным. Если полярные молекулы оказываются в полярном растворителе, может происходить процесс электролитической диссоциации. Обсудим поведение кислородсодержащих кислот в водных растворах. У этих кислот имеется связь Н-О-Э и, естественно, на полярность связи Н-О влияет связь О-Э. Поэтому эти кислоты диссоциируют, как правило, легче, чем вода. H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3 HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3 На нескольких примерах рассмотрим свойства кислородсодержащих кислот, образованных элементами, которые способны проявлять разную степень окисления. Известно, что хлорноватистая кислота НСlO очень слабая, хлористая кислота НСlO 2 также слабая, но сильнее хлорноватистой, хлорноватая кислота НСlO 3 сильная. Хлорная кислота НСlO 4 - одна из самых сильных неорганических кислот. Для диссоциации по кислотному типу (с отщеплением иона Н) необходим разрыв связи О-Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO - НСlO 2 - НСlO 3 - НСClO 4 ? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от одинарной связи О-Cl оттягивается электронная плотность. В результате электронная плотность частично уходит и от связи О-Н, которая из- за этого ослабляется. Такая закономерность - усиление кислотных свойств с возрас танием степени окисления центрального атома - характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кислота HNO 3 , в которой степень окисления азота +5, более сильная, чем азотистая кислота HNO 2 (степень окисления азота +3); серная кислота H 2 SO 4 (S +6) более сильная, чем сернистая кислота H 2 SO 3 (S +4). Получение кислот1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом . Н 2 + Сl 2 → 2НСl, H 2 + S ⇆ H 2 S 2. Некоторые кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов с водой . 3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами. BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓ FeS + H 2 SO 4(pa зб) = H 2 S+FeSO 4 NaCl (T) + H 2 SO 4(конц) = HCl + NaHSO 4 AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3 CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O 4. Некоторые кислоты могут быть получены с помощью окислительно-восстановительных реакций. Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4 3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ЗН 3 РO 4 + 5NO 2Кислый вкус, действие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами - эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот. можно разделить на два типа реакций: 1) общие для кислот реакции связаны с образованием в водных растворах иона гидроксония Н 3 O + ; 2) специфические (т. е. характерные) реакции конкретных кислот. Ион водорода может вступать в окислителъно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а также в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов, т. е. в кислотно-основные реакции. К общим свойствам кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например: Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2 К кислотно-основным реакциям относятся реакции с основными оксидами и основаниями, а также со средними, основными, а иногда и кислыми солями. 2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O 2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем на каждой следующей ступени диссоциация проходит труднее, поэтому при избытке кислоты чаще всего образуются кислые соли, а не средние. Са 3 (РO 4) 2 + 4Н 3 РO 4 = 3Са(Н 2 РO 4) 2 Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O На первый взгляд, может показаться удивительным образование кислых солей одноосновной фтороводородной (плавиковой) кислотой. Однако этот факт можно объяснить. В отличие от всех других галогеноводородных кислот плавиковая кислота в растворах частично полимеризована (благодаря образованию водородных связей) и в ней могут присутствовать разные частицы (HF) X , а именно H 2 F 2 , H 3 F 3 и т. д. Частный случай кислотно-основного равновесия - реакции кислот и оснований с индикаторами, которые изменяют свою окраску в зависимости от кислотности раствора. Индикаторы используются в качественном анализе для обнаружения кислот и оснований в растворах. Самые часто применяемые индикаторы - лакмус (в нейтральной среде фиолетовый цвет, в кислой - красный, в щелочной - синий), метилоранж (в кислой среде красный, в нейтральной - оранжевый, в щелочной - желтый), фенолфталеин (в сильнощелочной среде малиново-красный, в нейтральной и кислой - бесцветный). Специфические свойства различных кислот могут быть двух типов: во-первых, реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и, во-вторых, окислительно-восстановительные превращения. Если реакции, связанные с наличием у них иона Н + , общие для всех кислот (качественные реакции для обнаружения кислот), специфические реакции используются как качественные на отдельные кислоты: Ag + + Cl — = AgCl (белый осадок) Ва 2+ + SO 4 2- = BaSO 4(белый осадок) 3Ag + + PO 4 3 — = Ag 3 PO 4(желтый осадок) Некоторые специфические реакции кислот обусловлены их окислительно-восстановительными свойствами. Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться. 2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только в том случае, если центральный атом в них находится в низшей или промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте: H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S +6 , N +5 , Сг +6), проявляют свойства сильных окислителей. Концентрированная H 2 SO 4 - сильный окислитель. Сu + 2H 2 SO 4(конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O C + 2H 2 SO 4(конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O Следует запомнить, что:
Концентрированная серная кислота на холоде пассивирует алюминий, железо, хром.
Взаимодействие H 3 PO 4 с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка Ca 3 (PO 4) 2 . Особенности свойств азотной HNO 3 и концентрированной серной H 2 SO 4 (конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы H + , а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород H 2 , а получаются другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры, степени измельченности металла и т. д.). Эти особенности химического поведения HNO 3 и H 2 SO 4 (конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ. Часто путают понятия летучесть и устойчивость (стабильность). Летучими называют кислоты, молекулы которых легко переходят в газообразное состояние, то есть испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. Например, нелетучая, нерастворимая кремниевая кислота разлагается на воду и SiO 2 . Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не имеют окраски. Водный раствор хромовой кислоты H 2 CrO 4 имеет желтую окраску, марганцевой кислоты HMnO 4 - малиновую. Справочный материал для прохождения тестирования: Таблица Менделеева Таблица растворимости Кислый вкус, действие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами - эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот. 1. В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например: Растворы кислот изменяют цвет индикаторов: лакмуса - в красный, метилового оранжевого - в розовый, цвет фенолфталеина не изменяют. 2. Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, при соблюдении ряда условий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли. Рассматривая это свойство неорганических и органических кислот, подчеркнем, что взаимодействие HNO 3 и Н 2 SO 4 (конц.) с металлами (табл. 19) протекает иначе, но эти особенности указанных кислот будут объяснены несколько позднее. Таблица 19 3. Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль: 4. И те и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут образовать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации): 5. Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется газ или осадок: Взаимодействие фосфорной кислоты Н 2 РO 4 с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка фосфата кальция Са 3 (РO 4) 2 . 6. Сложные эфиры образуют не только органические кислоты согласно общему уравнению: но и неорганические кислоты, например азотная и серная: Аналогичная реакция с участием двух и трех гидроксогрупп целлюлозы при ее нитровании приводит к получению сложных эфиров: ди- и тринитроцеллюлозы - необходимых веществ для производства бездымного пороха. Вместе с тем отдельные представители минеральных и органических кислот имеют и особые свойства. Особенности свойств азотной HNO 3 и концентрированной серной Н 2 SO 4 (конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы Н+, а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород Н 2 , а получаются другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры, степени измельченности металла и т. д.). Следует отметить, что третий продукт реакции металлов с этими кислотами часто образуется в «букете» - смеси с другими продуктами, но мы в таблице 19 указали преобладающие продукты. Эти особенности химического поведения HNO 3 и Н 2 SO 4 (конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ. Его можно проследить и на примере свойств органических кислот, например уксусной и муравьиной. Уксусная кислота СН 3 СООН, как и другие карбоновые кислоты, содержит в молекуле углеводородный радикал. В нем возможны реакции замещения атомов водорода атомами галогенов: Под влиянием атомов галогена в молекуле кислоты ее степень диссоциации сильно повышается. Например, хлоруксусная кислота почти в 100 раз сильнее уксусной (почему?). Муравьиная кислота НСООН, в отличие от уксусной, не имеет в молекуле углеводородного радикала. Вместо него она содержит атом водорода, а потому является веществом с двойственной функцией - альдегидокислотой и, в отличие от других карбоновых кислот, дает реакцию «серебряного зеркала»: Образующаяся угольная кислота Н 2 СO 3 распадается на воду и углекислый газ, который в избытке аммиака превращается в гидрокарбонат аммония. Это вещества молекулярного строения. Атомы в молекулах кислот связаны ковалентными полярными связями. Чем больше поляризована связь между атомом водорода, способным отщепляться, и электроотрицательным атомом (кислорода, серы или атомом галогена), то тем более эта связь склонна диссоциировать по гетеролитическому пути. А значит, тем больше в растворе будет катионов водорода и тем кислее будет среда. Большое значение имеет не только полярность, но и поляризуемость связи. Поляризуемость - это способность связи поляризоваться под действием определенных реагентов. Например, молекул воды. Классификация кислот Классификация кислот по содержанию атомов кислорода, по количеству атомов водорода, по растворимости и другим признакам. См. Табл. 1.
1. Реакция с металлами . Металлы, расположенные в ряду напряжений металлов (Рис. 1.) до водорода, вытесняют водород из кислот. Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 С концентрированной азотной и серной кислотой реакции идут за счет анионного остатка. Водород не выделяется. Рис. 2. Cu + 4HNO3(конц) = Cu (NO3)2 + 2NO2 + H2O Cu + 2H2SO4(конц) = Cu SO4 + SO2 + H2O 2. Реакция с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды. K2O+ HNO3 = KNO3 + H2O Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O 3. Реакция с солями. Кислоты реагируют с растворами солей, если в результате реакции один из продуктов выпадает в осадок, поскольку образование нерастворимых соединений смещает равновесие вправо и делает её практически необратимой. Н2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ +2 HCl H2CO3 + BaCl2 = BaCO3↓ +2 HCl 4. Реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами. KOН+ HNO3 = KNO3 + H2O Al(OН)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O 5. Обнаружение кислот при помощи кислотно-основных индикаторов. В кислой среде лакмус приобретает красную окраску. Метиловый оранжевый - красную, а фенолфталеиновый - бесцветный. Основные способы получения кислот 1. Бескислородные кислоты можно получить из простых веществ. 2. Кислородсодержащие кислоты можно получить гидратацией соответствующих кислотных оксидов. N2O5 + H2O → 2HNO3 SO3 + H2O → H2SO4 3. Получение кислот вытеснением слабых кислот сильными, летучих - нелетучими, растворимых - нерастворимыми. Например, сильная соляная кислота вытесняет слабую уксусную из растворов их солей. СH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl NaСl (тв.) + H2SO4= NaНSO4 + HCl 4. Кислоты можно получить при гидролизе некоторых солей или галогенидов. Al2 S3 +6 H2O → 2Al (OH)3↓+ 3H2S PCl5 + H2O → H3PO4 + 5HCl Теория кислот и оснований Сванте Аррениуса. Она базируется на теории электролитической диссоциации. Согласно ей, кислоты - это вещества, образующие в водном растворе гидратированные ионы водорода и анионы кислотного остатка. А соответственно, основания - это вещества, диссоциирующие в водном растворе на катионы металла и анионы гидроксогруппы. Теория Брёнстеда и Лоури. Согласно этой теории, кислоты - это молекулы или ионы, которые в данной реакции являются донорами протонов, а основания - это молекулы или ионы, которые принимают протоны, т. е. акцепторы. В органической химии существует теория Льюиса. Кислота - это молекула или ион, имеющая вакантные валентные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары, например, ионы водорода, ионы металлов, некоторые оксиды, а также ряд солей. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонсодержащие кислоты рассматриваются, как частный случай класса кислот. Основание по теории Льюиса - это молекула или ион, способные быть донорами электронных пар: все анионы, аммиак, амины, вода, спирты, галогены . Пример реакции между кислотами и основаниями Льюиса . AlCl3+ Cl- → Cl4- Это взаимодействие лежит в основе галогенирования ароматических соединений. Теория Усановича. В этой теории кислота - это частица, которая способна отщеплять катионы или присоединять анионы. Соответственно, основание наоборот. Этой теорией пользуются очень редко, потому что она получилась слишком общей. Согласно ей, любые взаимодействия с участием ионов можно свести к кислотно-основным. А это не очень удобно.. Для количественной характеристики того, как кислота диссоциирует на ионы, кроме понятия степени электролитической диссоциации используют понятие константа диссоциации . Константа диссоциации - это вид константы равновесия, которая показывает склонность некоторого большого объекта (кислоты, соли или комплексного соединения) обратимо диссоциировать с образованием более маленьких объектов. Константа диссоциации определяется как произведение концентраций ионов в степени их стехиометрических коэффициентов, делённое на недиссоциированную форму. В случае диссоциации вещества с многовалентными ионами, диссоциация происходит ступенчато. Для каждой ступени существует собственное значение константы диссоциации. Пример диссоциации трехосновной борной кислоты H 3 BO 3 . I ступень: Н3ВО3 ↔ Н+ + Н2ВО3- I ступень: Н2ВО3- ↔ Н+ + НВО32- I ступень: НВО32- ↔ Н+ + ВО33- Выражение констант диссоциации по каждой из этих ступеней будет выглядеть так: Из значения констант диссоциации делаем вывод, что многоосновные вещества в основном диссоциируют по первой ступени. В организме человека большую роль играют три неорганических кислоты. Это - фосфорная кислота, угольная и соляная. Фосфорная кислота входит в состав буферных систем крови. Буферными называются такие растворы, которые при добавлении небольших количеств кислот или оснований изменяют свой водородный показатель рН. Эти системы нужны для того, чтобы поддерживать кислотность крови в определенном и довольно узком интервале. Остатки фосфорной кислоты входят в остатки многих биологически активных веществ, например нуклеиновых кислот и многих ферментов. Наши кости состоят из гидроксида фосфата кальция Сa10(PO4)6(OH)2 или гидроксиапатита кальция, а зубы включают в себя фторапатит кальция Сa10(PO4)6F2. Рис. 8. Угольная кислота также входит в состав буферных систем крови. За счёт действия легких такие системы можно быстро и легко регулировать и можно варьировать количество углекислого газа в крови. Соляная кислота содержится в желудочном соке. Она способствует денатурации и набуханию белков, что облегчает их последующее расщепление ферментами. Она создает кислую среду, необходимую для действия ферментов. Она ответственна за антибактериальную среду желудочного сока. ИСТОЧНИКИ источник видео - https://www.youtube.com/watch?v=KqOwvPrN8W4 источник презентации - http://ppt4web.ru/khimija/kisloty5.html Это вещества молекулярного строения. Атомы в молекулах кислот связаны ковалентными полярными связями. Чем больше поляризована связь между атомом водорода, способным отщепляться, и электроотрицательным атомом (кислорода, серы или атомом галогена), то тем более эта связь склонна диссоциировать по гетеролитическому пути. А значит, тем больше в растворе будет катионов водорода и тем кислее будет среда. Большое значение имеет не только полярность, но и поляризуемость связи. Поляризуемость - это способность связи поляризоваться под действием определенных реагентов. Например, молекул воды. Классификация кислот Классификация кислот по содержанию атомов кислорода, по количеству атомов водорода, по растворимости и другим признакам. См. Табл. 1.
Пример реакции между кислотами и основаниями Льюиса . AlCl 3 + Cl - → Cl 4 - Это взаимодействие лежит в основе галогенирования ароматических соединений. Теория Усановича (Рис. 7). В этой теории кислота - это частица, которая способна отщеплять катионы или присоединять анионы. Соответственно, основание наоборот. Этой теорией пользуются очень редко, потому что она получилась слишком общей. Согласно ей, любые взаимодействия с участием ионов можно свести к кислотно-основным. А это не очень удобно. Домашнее задание 1. №№2-4 (с. 187) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. - М.: Дрофа, 2007. - 220 с. 2. Как можно определить наличие кислоты в продуктах питания? 3. Как вы думаете, откуда произошло название муравьиной кислоты? Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток. По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H 2 SO 4 серная кислота, H 2 SO 3 сернистая кислота, HNO 3 азотная кислота, H 3 PO 4 фосфорная кислота, H 2 CO 3 угольная кислота, H 2 SiO 3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H 2 S сероводородная кислота). В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO 3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H 2 SO 4 – двухосновная и т.д. Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало. Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком. Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – это сложные остатки. В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются: H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например, H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Бескислородные кислоты ангидридов не имеют. Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H 2 SO 4 – серная; H 2 SO 3 – угольная; H 2 SiO 3 – кремниевая и т.д. Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO 3 – азотная, HNO 2 – азотистая. Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде: H 2 + Cl 2 → 2 HCl; H 2 + S → H 2 S. Растворы полученных газообразных веществ HCl и H 2 S и являются кислотами. При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии. Химические свойства кислот Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты. Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах - они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет. Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации): H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O. Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации: H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O. Взаимодействуют с металлами. Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия: 1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами; 2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H +). При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,): Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ; Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O. Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах? сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна. |
Читайте: |
---|
Популярное:
Морковный пирог — лучший рецепт с фото пошагово |
Новое
- Рецепты постных сладостей Постные сладости к чаю
- Знакомство с бразильской кухней
- Карьера что делать овен в году
- Как, зная имя и фамилию парня, погадать на его чувства?
- Приснилась икона Божьей Матери
- Никита Турчин — эпатажный ребенок-индиго, видеоблогер, актер
- Биография Лизы Кутузовой: фото, рост, вес, родители, настоящее имя
- Холотропное дыхание - Жена «Иванушки» чуть не попала в секту
- Учение о спасении Климента Александрийского
- Израиль для нас – родная мать, а Грузия – мать, которая нас вскормила