9.Кислоты.Химические и физические свойства.Классификация кислот.

Кисло́ты — химические соединения, способные отдавать катион водорода (кислоты Бренстеда) либо соединения, способные принимать электронную пару с образованием ковалентной связи (кислоты Льюиса)

Кроме подразделения на кислоты Льюиса и кислоты Брёнстеда, последние принято классифицировать по различным формальным признакам:

По содержанию кислорода:

бескислородные (HCl, H₂S);

кислородосодержащие (HNO₃, H₂SO₄).

По количеству кислых атомов водорода^[10]:

одноосновные (HNO₃);

двухосновные (H₂SeO₄);

трёхосновные (H₃PO₄, H₃BO₃);

многоосновные.

По силе

Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1·10⁻³ (HNO₃);

Слабые — константа диссоциации меньше 1·10⁻³ (уксусная кислота K_д= 1,7·10⁻⁵).

По устойчивости

Устойчивые (H₂SO₄);

Неустойчивые (H₂CO₃).

По принадлежности к классам химических соединений

Неорганические (HBr);

Органические (HCOOH,CH₃COOH);

По летучести

Летучие (HNO₃,H₂S, HCl);

Нелетучие (H₂SO₄) ;

По растворимости в воде

Растворимые (H₂SO₄);

Нерастворимые (H₂SiO₃);

Классификация. По наличию (отсутствию) кислорода в составе кислот они подразделяются накислородсодержащие (например, H₃PO₄ и H₂SO₄) и бескислородные (например, HCl и HBr). По основности (числу ионов H⁺, образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) кислоты делятся наодноосновные (если образуется один ион H⁺: HCl  H⁺ + Cl^–; одна ступень диссоциации) и многоосновные –двухосновные (если образуются два иона H⁺: H₂SO₄   2H⁺ + SO₄^2–; две ступени диссоциации), трехосновные(если образуются три иона H⁺: H₃PO₄   3H⁺ + PO₄^3–; три ступени диссоциации) и т.д.

Физические свойства. Кислоты бывают газообразные, жидкие и твердые. Некоторые имеют запах и цвет. Кислоты отличаются различной растворимостью в воде.

 

Химические свойства кислот

 

1) Диссоциация: HCl + nH₂O H⁺kH₂O + Cl^–mH₂O (сокращенно: HCl  H⁺ + Cl^– ).

 Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням (в основном по первой):

 

H₂SO₄   H⁺ + НSO₄^–  (1 ступень) и HSO₄^–   H⁺ + SO₄^2– (2 ступень).

 

2) Взаимодействие с индикаторами:

 

индикатор + Н⁺ (кислота)    окрашенное соединение.

 

Фиолетовый лакмус и оранжевый метилоранж окрашиваются в кислых средах в розовый цвет, бесцветный раствор фенолфталеина не меняет своей окраски.

3) Разложение. При разложении кислородсодержащих кислот получаются кислотный оксид и вода.

 

H₂SiO₃   SiO₂ + H₂O.

 

Бескислородные кислоты распадаются на простые вещества:

 

2HCl   Cl₂ + H₂

 

Кислоты-окислители разлагаются сложнее:

4НNO₃   4NO₂­ + 2H₂O + O₂­.

 

4) Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

 

H₂SO₄ + Ca(OH)₂  CaSO₄ + 2H₂O       2H⁺ + SO₄^2– + Ca²⁺ +2OH^–  CaSO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ + Zn(OH)₂  ZnSO₄ + 2H₂O               2H⁺  +  Zn(OH)₂  Zn²⁺  + 2H₂O.

 

5) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

 

H₂SO₄ + CaO  CaSO₄ + H₂O          2H⁺ + SO₄^2– + CaO  CaSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + ZnO  ZnSO₄ + H₂O          2H⁺  + ZnO  Zn²⁺  + H₂O.

 

6) Взаимодействие с металлами: а) кислоты-окислители по Н⁺ (HCl, HBr, HI, HClO₄, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.).

В реакцию вступают металлы, расположенные в ряду активности до водорода:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

 

2HCl + Fe  FeCl₂ + H₂­          2H⁺ + Fe  Fe²⁺ + H₂­

 

б) кислоты-окислители по аниону (концентрированная серная, азотная любой концентрации):

 

2Fe + 6H₂SO_{4 (конц.)}   Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂­ + 6H₂O

2Fe + 12H⁺ + 3SO₄^2–  2Fe³⁺ + 3SO₂­ + 6H₂O.

 

7) Взаимодействие с солями. Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок:

 

2HCl + Na₂CO₃  2NaCl + CO₂­ + H₂O          2H⁺ + CO₃^2–  CO₂­ + H₂O

СaCl₂ + H₂SO₄ CaSO₄ + 2HCl             Сa²⁺ + SO₄^ CaSO₄

 

Получение. Бескислородные кислоты получают:

1) Из неметаллов и водорода с последующим растворением образовавшегося газа в воде:

 

Cl₂ + H₂   2HCl

 

2) При действии сильных кислот на соли более слабых или летучих бескислородных кислот:

 

2HCl + Na₂S  2NaCl + Н₂S­                          2H⁺ + S^2–  Н₂S­.

 

Кислородсодержащие кислоты получают:

1) Взаимодействием кислотного оксида и воды. Оксид кремния(IV) SiO₂ с водой не реагирует!

 

SO₂ + H₂O   H₂SO₃.

 

2) При действии сильных кислот на соли более слабых или летучих кислородсодержащих кислот:

 

2HCl + Na₂CO₃  2NaCl + Н₂СО₃                   2H⁺ + CO₃^2–  Н₂СО₃.

10.Основание химические и физические свойства.

Основания – сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп.Общая формула оснований Ме(ОН)_n. Основания (с точки зрения теории электролитической диссоциации) – это электролиты, диссоциирующие при растворении в воде с образованием катионов металла и гидроксид-ионов ОН^–.

Классификация. По растворимости в воде основания делят на щелочи (растворимые в воде основания) инерастворимые в воде основания. Щелочи образуют щелочные и щелочно-земельные металлы, а также некоторые другие элементы-металлы. По кислотности (числу ионов ОН^–, образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) основания подразделяют на однокислотные (при полной диссоциации получается один ион ОН^–; одна ступень диссоциации) и многокислотные (при полной диссоциации получается больше одного иона ОН^–; более одной ступени диссоциации). Среди многокислотных оснований различают двухкислотные (например, Sn(OH)₂), трехкислотные (Fe(OH)₃) и четырехкислотные (Th(OH)₄). Однокислотным является, например, основание КОН.

Выделяют группу гидроксидов, которые проявляют химическую двойственность. Они взаимодействую как с основаниями, так и с кислотами. Это амфотерные гидроксиды (см. таблицу 1).

 

Таблица 1 - Амфотерные гидроксиды

Амфотерный гидроксид (основная и кислотная форма)	Кислотный остаток и его валентность	Комплексный ион
Zn(OH)2 / H2ZnO2	ZnO2 (II)	[Zn(OH)4]2–
Al(OH)3 / HAlO2	AlO2 (I)	[Al(OH)4]–, [Al(OH)6]3–
Be(OH)2 / H2BeO2	BeO2 (II)	[Be(OH)4]2–
Sn(OH)2 / H2SnO2	SnO2 (II)	[Sn(OH)4]2–
Pb(OH)2 / H2PbO2	PbO2 (II)	[Pb(OH)4]2–
Fe(OH)3 / HFeO2	FeO2 (I)	[Fe(OH)4]–, [Fe(OH)6]3–
Cr(OH)3 / HCrO2	CrO2 (I)	[Cr(OH)4]–, [Cr(OH)6]3–

 

Физические свойства. Основания - твердые вещества различных цветов и различной растворимости в воде.

 

Химические свойства оснований

 

1) Диссоциация: КОН + nН₂О   К⁺mН₂О + ОН^–dН₂О или сокращенно: КОН  К⁺ + ОН^–.

Многокислотные основания диссоциируют по нескольким ступеням (в основном диссоциация протекает по первой ступени). Например, двухкислотное основание Fe(OH)₂ диссоциирует  по двум ступеням:

 

Fe(OH)₂ FeOH⁺ + OH^– (1 ступень);

FeOH⁺ Fe²⁺ + OH^– (2 ступень).

 

2) Взаимодействие с индикаторами (щелочи окрашивают фиолетовый лакмус в синий цвет, метилоранж – в желтый, а фенолфталеин – в малиновый):

 

индикатор + ОН^– (щелочь)   окрашенное соединение.

 

3) Разложение с образованием оксида и воды (см. таблицу 2). Гидроксиды щелочных металлов устойчивы к нагреванию (плавятся без разложения). Гидроксиды щелочно-земельных и тяжелых металлов обычно легко разлагаются. Исключение составляет Ba(OH)₂, у которого t_разл  достаточно высока (примерно 1000 °C).

 

Zn(OH)₂   ZnO + H₂O.

 

4) Взаимодействие щелочей с некоторыми металлами (например, Al и Zn):

 

В растворе: 2Al + 2NaOH + 6H₂O   2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­

2Al + 2OH^– + 6H₂О  2[Al(OH)₄]^– + 3H₂­.

При сплавлении: 2Al + 2NaOH + 2H₂O    2NaAlО₂ + 3H₂­

 

5) Взаимодействие щелочей с неметаллами:

 

6NaOH + 3Cl₂   5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O.

 

6) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:

 

2NaOH + СО₂  Na₂CO₃ + H₂O                2OH^– + CO₂  CO₃^2– + H₂O.

В растворе: 2NaOH + ZnO + H₂O  Na₂[Zn(OH)₄]              2OH^– + ZnO + H₂О  [Zn(OH)₄]^2–.

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO   Na₂ZnO₂ + H₂O.

 

7) Взаимодействие оснований с кислотами:

 

H₂SO₄ + Ca(OH)₂  CaSO₄ + 2H₂O            2H⁺ + SO₄^2– + Ca²⁺ +2OH^–  CaSO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ + Zn(OH)₂  ZnSO₄ + 2H₂O            2H⁺ + Zn(OH)₂  Zn²⁺ + 2H₂O.

 

8) Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами (см. таблицу 1):

 

В растворе: 2NaOH + Zn(OH)₂  Na₂[Zn(OH)₄]                 2OH^–  +  Zn(OH)₂  [Zn(OH)₄]^2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)₂   Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

 

9) Взаимодействие щелочей с солями. В реакцию вступают соли, которым соответствует нерастворимое в воде основание:

 

CuSО₄ + 2NaOH  Na₂SO₄ + Cu(OH)₂               Cu²⁺ + 2OH^– Cu(OH)₂.

 

Получение. Нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия соответствующей соли со щелочью:

 

2NaOH + ZnSО₄  Na₂SO₄ + Zn(OH)₂              Zn²⁺ + 2OH^– Zn(OH)₂.

 

Щелочи получают:

1) Взаимодействием оксида металла с водой:

 

Na₂O + H₂O  2NaOH                     CaO + H₂O  Ca(OH)₂.

 

2) Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой:

 

2Na + H₂O  2NaOH + H₂­                    Ca + 2H₂O  Ca(OH)₂ + H₂­.

 

3) Электролизом растворов солей:

 

2NaCl + 2H₂O  H₂­+ 2NaOH + Cl₂­

 

4) Обменным взаимодействием гидроксидов щелочно-земельных металлов с некоторыми солями. В ходе реакции должна обязательно получаться нерастворимая соль.

 

Ba(OH)₂ + Na₂CO₃  2NaOH + BaCO₃                    Ba²⁺ + CO₃^2–  BaCO₃.

11.Соли физические и химические свойства.

Соли - это кристаллические вещества разных цветов и разной растворимости в воде. Растворимость соли можно определить по таблице «Растворимость солей, кислот, оснований в воде»

  

Химические свойства

1) Разложение при нагревании. При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид:

СаСO₃ → СаO + СО₂­.

соли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества:

2AgCl→Ag + Cl₂­.

Исключение. Соли щелочных металлов:

2KClO₃ = 2 KCl + 3 O₂

2КNO₃ →2КNO₂ + O₂­

Разложение малахита при нагревании:

(CuOH)₂CO₃ = 2CuO+CO₂+H₂O

Разложение дихромата аммония при нагревании "Вулкан":

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

2) Взаимодействие с кислотами: Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок.

2HCl + Na₂CO₃ → 2NaCl + CO₂­↑+ H₂O  

СaCl₂ + H₂SO₄→ CaSO₄ ↓ + 2HCl 

Видео "Взаимодействие с кислотами"

3) Взаимодействие со щелочами. Со щелочами реагируют соли, если при этом образуется нерастворимое основание.

CuSO₄ + 2NaOH→ Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄  

Видео "Взаимодействие щелочей с солями"

4) Взаимодействие друг с другом. Реакция происходит, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок.

AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃

5) Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли:

Fe + CuSO₄ → Cu + FeSO₄

Видео "Взаимодействие металлов с солями"

6) Взаимодействие с кислотными оксидами.

Na₂CO₃ + SiO₂ → СО₂­ ↑+ Na₂SiO₃

Физические свойства:

1.являются электролитами(электролиты это в-ва,растворы или сплавы которых проводят электрический ток)

12.Химические реакции замещения и обмена

Реакции замещения – химические реакции, в которых атомы или группы атомов одного из исходных веществ замещают атомы или группы атомов в другом исходном веществе.

Примеры реакций замещения:

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu ; (7) 2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂; (8) CaCO₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO^2­ . (9)

Реакции обмена – химические реакции, в которых исходные вещества как бы обмениваются своими составными частями.

Примеры реакций обмена:

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2H₂O; (10) HCl + KNO₂ = KCl + HNO₂; (11) AgNO₃ + NaCl = AgCl  + NaNO₃. (12)

Реакции замещения (англ. substitution reaction) — химические реакции, в которых одни функциональные группы, входящие в состав химического соединения, меняются на другие группы. Реакции замещения обозначают английской буквой «S».

Общий вид реакций замещения:

Обычно, один из реагентов, в котором происходит замещение («R-X»), называют субстратом, а другой («Y-Z») — атакующим реагентом. Группа «X» называетсяуходящей, а группа «Y» — вступающей

Примером реакции замещения может служить фотолитическое хлорирование метана:

В зависимости от способа расщепления связи, реакции замещения делятся на гомолитические (радикальные) и гетеролитические. Последние, в свою очередь, из-за типа атакующего реагента относят к нуклеофильным или электрофильным реакциям^[2].

В органической химии реакции замещения имеют важнейшее значение. Детальное изучение типового механизма реакции позволяет не просто предсказать её результат для конкретных реагентов, но и получить представление о выборе оптимальных температурных условий её протекания, подборе растворителя или возможного катализатора.

Реакции обмена - это химические реакции, при которых молекулы двух сложных веществ обмениваются своими составными частями (атомами или целыми составными частями своих молекул). Реакции всегда происходят без изменения валентного состояния атомов (без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ). Реакции обмена - наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами (оксидами, основаниями, кислотами и солями). Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения. Например:  ___NаНСO3 + НСl = NаСl + H2O + СO2^  ___Са(НСO3)2 + Са(OH)2 = 2СаСO3V + 2H2O  ___СH3СООNа + H3РО4 = СH3СООН + NаH2РО4  ___Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4  ___CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O (Н и Cu)  ___Fe2O3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2O (Н и Fe)  ___NaOH + HCl = NaCl + H2O (Н и Na)  ___ZnO + H2SО4 = ZnSО4 + H2O  ___AgNO3 + КВr = АgВr + КNO3  ___СrСl3 + ЗNаОН = Сr(ОН)3 + ЗNаСl  ___H+1N+5O3-2 + Na+1O-2H+1 = Na+1N+5O3-2 + H2+1O-2  Частный случай реакций обмена - реакция нейтрализации:  ___НСl + КОН = КСl + H2O  Реакции гидролиза (разложение водой)- любое взаимодействие вещества с водой обменного характера, при котором составные части вещества соединяются с составными частями H2O. Реакции гидролиза записывают в виде:  - молекулярного уравнения: KNO2 + H2O < = > KOH + HNO2  - ионного уравнения:  ___NO2- + H2O < = > HNO2 + OH-  ___NH4+ + H2O = NH4ОН + Н+  (образующийся ион Н обусловливает кислотную среду раствора, т. е. рН меньше 7).  Реакции ионного обмена - это реакции взаимодействия между ионами в водных растворах электролитов (являются разновидностью химических реакций обмена). Простые ионные реакции без переноса электронов происходят, когда один из продуктов нерастворим (газ или твердое вещество) или является ковалентно связанным веществом, остающимся в растворе. Если смешать растворы двух диссоциирующих веществ, то (+) заряженные ионы(катионы) взаимодействуют с ионами, заряженными (-)(анионами). Отличительной особенностью реакции ионного обмена от окислительно-восстановительных реакций является то, что они протекают без изменения степеней окисления, участвующих в реакции частиц. Уравнения этих реакций называются ионными уравнениями. Пример сокращенного ионного уравнения реакции:  ___Fe3+ + 3ОН- = Fe(OH)3v  Сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Fe3+ и ОН-, в результате чего образуется осадок Fе(ОН)3. При этом не имеет значения, в состав каких электролитов входили эти ионы до их взаимодействия  Реакции нейтрализации - разновидность (частный случай) химических реакций обмена (протекают между кислотой и основанием с образованием соли и воды), например,  ___НСl + КОН = КСl + H2O  ___NaOH + HCl = NaCl + H2O  ___2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O  Реакции нейтрализации широко используются при ликвидации последствий бытовых отравлений. Природа образующихся продуктов реакции нейтрализации и среда получающегося раствора зависят от сочетания силы кислоты и силы основания, образующих соль. Возможны 4 варианта взаимодействия ионов соли в зависимости от ее природы (примеры):  * сильная кислота-сильное основание, например: HCl(p-p) + NaOH(p-p) = NaCl(p-p) + Н2О  * сильная кислота-слабое основание, например: (Cu(OH)2 +2HCL = CuCl2 + 2H2O)  * слабая кислота-сильное основание, например: 2NaOH + H2CO3 = Na2CO3 + H2O  * слабая кислота-слабое основание, например: 2NH4OH + H2S = (NH4)2S + 2H2O Pеакции осаждения - обменное взаимодействие между веществами в растворе с выделением осадка (труднорастворимого вещества).