Кислоты
Физические свойства
Кислоты имеют молекулярную КР (кроме H2SiO3) . В чистом виде при н.у. это газообразные ( HCl, HBr, HF) или жидкие вещества (H2SO4, HNO3), реже – твердые (H3РO4, H2SiO3). H2SiO3 - нерастворимая кислота.
Основные способы получения
1. Взаимодействием неметалла с водородом.
H2 + Cl2 = 2HCl
2. Кислородсодержащие кислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой.
SO3 + H2O = H2SO4
N2O5 + H2O = 2HNO3
3. Действием на соль более сильной кислотой.
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑
Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3↓ + Na2SO4
Химические свойства кислот.
Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием катионов H+, которые образуются в процессе диссоциации кислот.
1.Кислоты в растворах распадаются на ионы , т.е диссоциируют, поэтому являются электролитами.
HCl → H+ + Cl-
Растворы кислот изменяют окраску индикаторов.
2. Кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду (реакция нейтрализации).
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
3. Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду.
MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O 4. Кислоты вступают в реакции обмена с солями согласно правилу: сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей. При этом образуется новая соль и новая кислота. (***)
Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3↓ + Na2SO4
5. При нагревании некоторые кислоты разлагаются, образуя кислотный оксид и воду.
H2SiO3 SiO2 + H2O
4HNO3
2H2O
+ 4NO2↑
+ O2↑
(***)
Реакции обмена кислот с солями возможны в том случае, если в результате реакций образуются осадок, более слабая, неусточивая или более летучая кислота.
По летучести, силе и растворимости кислоты можно расположить в той последовательности, в которой они вытесняют друг друга из солей:
H2SO4 , HNO3, HCl, H3PO4 , H2SO3, H2CO3, H2S, H2SiO3
Летучие кислоты: сероводородная (H2S), азотная (HNO3), соляная (HCl)
Неустойчивые кислоты: H2CO3, H2SO3.
Основания
Физические свойства
Основания имеют ионную КР, поэтому это твердые вещества. Имеют разную растворимость (см. таблицу растворимости). Цвет зависит от катиона металла. Например, гидроксид меди (II) окрашен в синий цвет.
Способы получения.
Растворимые основания (щелочи) в лаборатории получают:
1. Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.
При этом атом металла замещает в молекуле воды H—OH атом водорода и соединяется с гидроксид-ионом, а два атома водорода, соединяясь, образуют молекулу H2.
2Na + 2H2O(H—OH) = 2NaOH + H2↑
2. Взаимодействием оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.
CaO + H2O = Ca(OH)2
Нерастворимые основания получают действием раствора щелочи на соль того металла, гидроксид которого нужно получить (реакция обмена).
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4
Химические свойства оснований.
Общие химические свойства оснований обусловлены наличием в их растворах анионов OH –, которые образуются при диссоциации оснований.
1.В воде основания распадаются на ионы, т.е. диссоциируют, поэтому являются электролитами.
NaOH → Na+ + OH-
Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.
2. Все основания (как растворимые, так и нерастворимые) взаимодействуют с кислотами.
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
3. Основания взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду. Это свойство наиболее характерно для растворимых оснований – щелочей.
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O 2NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O (сплавление)
2NaOH + ZnO + Н2О = Na2[Zn(OН)4] (в растворе)
4. Растворимые основания (щелочи) реагируют с растворами солей, если образуется нерастворимое основание или нерастворимая соль.
2NaOH + MgSO4 = Mg(OH)2↓ + Na2SO4
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaOH
5. Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются: Mg(OH)2 MgO + H2O
Щелочи в отличие от нерастворимых оснований при нагревании обычно не разлагаются.