44Билет.

1. Ангидриды карбоновых кислот

Гид­рок­сил карбок­силь­ной груп­пы спо­со­бен при опре­де­лен­ных усло­ви­ях за­ме­щать­ся на дру­гие атомы или груп­пы ато­мов.

Ан­гид­ри­ды

В при­сут­ствии во­до­от­ни­ма­ю­щих средств, таких как оксид фос­фо­ра (V), гид­рок­сил одной кар­бо­но­вой кис­ло­ты за­ме­ща­ет­ся на оста­ток дру­гой кар­бо­но­вой кис­ло­ты:

2RCOOH  (RCO)₂O + Н₂О

Ан­гид­ри­ды кар­бо­но­вых кис­лот (RCO)₂O – про­из­вод­ные кар­бо­но­вых кис­лот, пред­став­ля­ю­щие собой про­дукт за­ме­ще­ния гид­рок­си­ла карбок­силь­ной груп­пы одной кис­ло­ты на оста­ток дру­гой кис­ло­ты.

Ма­ле­и­но­вый ан­гид­рид:

Ан­гид­ри­ды кар­бо­но­вых кис­лот более ре­ак­ци­он­но­спо­соб­ны, чем сами кис­ло­ты и слож­ные эфиры. Они легко всту­па­ют в ре­ак­ции нук­лео­филь­но­го за­ме­ще­ния – на­при­мер, гид­ро­ли­зу­ют­ся:

(RCO)₂О + H₂O = 2RCOOH.

По химическим свойствам оксиды бывают несолеобразующие и солеобразующие.

 

Несолеобразующие оксиды – это оксиды, которые не взаимодействуют с кислотами и основаниями и не образуют солей.

Несолеобразующие оксиды образованы атомами неметаллов. Их немного:

- N₂O и NO (оксиды азота(I) и (II))

- CO (оксид углерода(II))

- SiO (оксид кремния(II))

и некоторые другие

 

Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или со щелочами с образованием соли и воды.

 

Солеобразующие оксиды разделяют на основные, кислотные и амфотерные.

    Свойства оксидов зависят от того, атомы какого элемента (металла или неметалла) и в какой степени окисления их образуют:

 

Элементы	Степень окисления	Образуемые оксиды
Металлы	+1, +2     +3, +4     +5 и выше	Образуют основные оксиды (исключение: BeO, ZnO, SnO, PbO)   Образуют амфотерные оксиды, а также BeO, ZnO, SnO, PbO   Образуют кислотные оксиды
Неметаллы	любая	Образуют кислотные оксиды (исключение: несолеобразующие оксиды CO, NO, N2O, SiO)

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоту:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄.

Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO₂ и др.).

2. Реагируют с основанными оксидами с образованием соли:

CO₂ + CaO → CaCO₃

3. Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

CO₂ + Ba(OH)₂ → BaCO₃ + H₂O.

Кисло́тные окси́ды (ангидри́ды) — оксиды, проявляющие кислотные свойства и образующие соответствующие кислородсодержащие кислоты. Образованы типичными неметаллами и некоторыми переходными элементами. Элементы в кислотных моноксидах обычно проявляют степень окисления от IV до VII.

1) Взаимодействие с водой(Кроме SiO₂) приводит к образованию кислоты: SO₃ + H₂O = H₂SO₄

2) Взаимодействуют со щелочами с образованием соли и воды: CO₂ + Ba(OH)₂ = BaCO₃ + H₂O, но при недостатке щелочи может образовываться кислая соль: SO2 + KOH = KHSO3

3) Также кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, вследствие чего образуется соль: CO₂ + CaO = CaCO₃

4) Взаимодействуют с солями летучей кислоты, образуется соль и кислотный оксид: SiO₂ + CaCO₃ = CaSiO₃ + CO₂(газ) - при нагревании.

5) Взаимодействуют с амфотерными оксидами с образованием средней соли: Al₂O₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃

Основными оксидами называются такие оксиды металлов, которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу оснований. К основным оксидам относятся, например, Na₂O, K₂O, MgO, CaO и т.д.

Химические свойства основных оксидов

1. Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания:

Na₂O + H₂O → 2NaOH.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли

Na₂O + SO₃ → Na₂SO₄.

3. Реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O.

4. Реагируют с амфотерными оксидами:

Li₂O + Al₂O₃ → 2LiAlO₂.

В состав амфотерного оксида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства. Например, оксид цинка ZnO может быть как основанием, так и кислотой (Zn(OH)₂ и H₂ZnO₂). Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо осно́вные, либо кислотные свойства.

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O.

2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате реакции соль – цинкат натрия и воду:

ZnO + 2NaOH → Na₂ ZnO₂ + H₂O.

При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция: 

ZnO + 2 NaOH + H₂O => Na₂[Zn(OH)₄].

Координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц: атомов или инов в молекуле или кристалле. Для каждого амфотерного металла характерно свое координационное число. Для Be и Zn – это 4; Для и Al – это 4 или 6; Для и Cr – это 6 или (очень редко) 4;

Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.

Свойства оксидов зависят от того, атомы какого элемента (металла или неметалла) и в какой степени окисления их образуют:

 

Элементы	Степень окисления	Образуемые оксиды
Металлы	+1, +2     +3, +4     +5 и выше	Образуют основные оксиды (исключение: BeO, ZnO, SnO, PbO)   Образуют амфотерные оксиды, а также BeO, ZnO, SnO, PbO   Образуют кислотные оксиды
Неметаллы	любая	Образуют кислотные оксиды (исключение: несолеобразующие оксиды CO, NO, N2O, SiO)

44 билет. Кислоты органические и неорганические В классическом звучании (основываясь на позициях ЭД - электролитической диссоциации - Сванте Аррениуса) кислоты - это соединения, в водной среде диссоциирующие на катионы Н+ и анионы остатков кислоты An-. Однако сегодня тщательно изучены кислоты и в безводных условиях, поэтому существует много разных теорий для гидроксидов. Эмпирические формулы оксидов, оснований, кислот, солей складываются только из символов, элементов и индексов, указывающих их количество в веществе. Например, неорганические кислоты выражаются формулой H+ кислотный остаток n-. Органические вещества имеют другое теоретическое отображение. Помимо эмпирической, для них можно записать полную и сокращенную структурную формулу, которая будет отражать не только состав и количество молекулы, но и порядок расположения атомов, их связь между собой и главную функциональную группу для карбоновых кислот -СООН. В неорганике все кислоты делятся на две группы: бескислородные - HBr, HCN, HCL и другие; кислородсодержащие (оксокислоты) - HClO3 и все, где есть кислород. Также неорганические кислоты классифицируются по стабильности (стабильные или устойчивые - все, кроме угольной и сернистой, нестабильные или неустойчивые - угольная и сернистая). По силе кислоты могут быть сильными: серная, соляная, азотная, хлорная и другие, а также слабыми: сероводородная, хлорноватистая и другие. кислоты химия 9 класс Совсем не такое разнообразие предлагает органическая химия. Кислоты, которые имеют органическую природу, относятся к карбоновым кислотам. Их общая особенность - наличие функциональной группы -СООН. Например, НСООН (муравьиная), СН3СООН (уксусная), С17Н35СООН (стеариновая) и другие. Существует ряд кислот, на которые особенно тщательно делается упор при рассмотрении данной темы в школьном курсе химии. Соляная. Азотная. Ортофосфорная. Бромоводородная. Угольная. Иодоводородная. Серная. Уксусная, или этановая. Бутановая, или масляная. Бензойная. Данные 10 кислот по химии являются основополагающими веществами соответствующего класса как в школьном курсе, так и в целом в промышленности и синтезах

Кислоты в свете теории

электролитической диссоциации

Как вы знаете, все кислоты обладают рядом общих свойств. И это

не случайно, поскольку, будучи электролитами, любые кислоты при

диссоциации поставляют в раствор катионы водорода.

Кислотаминазывают электролиты, которые диссоциируют на катионы

водорода и анионы кислотного остатка.

Общее уравнение электролитической диссоциации кислоты можно

представить в виде

HnAcd = nH++ Acdn–,

где Acd — кислотный остаток, n— вели чина заряда аниона кислот-

ного остатка.

Диссоциация кислот

Как сильные, так и слабые одноосновные кислоты диссоциируют,

распадаясь на катион водорода и анион кислотного остатка:

НBr = Н++ Br–;

СН3СООН=СН3СОО–+ Н+.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. На первой сту-

пени отщепляется один катион водорода, например:

H2S=H++ HS–.

Второму катиону водорода приходится отрываться уже не от ней-

тральной молекулы, а от отрицательно заряженного иона, что, согла-

ситесь, сделать значительно сложнее. Следовательно, диссо циация

кислоты по второй ступени будет протекать в меньшей степени, чем

по первой:

HS– =Н++ S2–

. Все общие свойства кислот — это свойства катионов водорода, ко-

торые образуются в растворе в результате электролитической диссо-

циации. Однако каждая кислота — это всё-таки «индивидуаль ность»,

специфические свойства которой определяются природой аниона кис-

лотного остатка.

HnAcd = nH+++ Acdn–

Положения протолитической теории приложимы к кислотно-основным равновесиям в растворах комплексных соединений. Под влиянием координации могут существенно изменяться свойства центральных атомов и лигандов. [1]

В протолитической теории важной характеристикой растворителя является его ионизация ( диссоциация), протекающая с отщеплением протона. Образующийся при этом протон внедряется в электронную оболочку молекулы растворителя. [2]

Как объясняет протолитическая теория процесс растворения в воде кислот и аммиака. Чем определяется роль воды в каждом из этих случаев. [3]

На основе протолитической теории были выведены уравнения, позволяющие дать количественную характеристику силы кислот и оснований и установить ее связь с их каталитическими свойствами. [4]

Существенным достоинством протолитической теории является учет влияния растворителя на процесс кислотно-основного взаимодействия. [5]

Зависимость константы равновесия Ка от констант скорости диссоциации fej и рекомбинации kt слабых кислот в присутствии 1 М LiCl при 20 С / - масляная ( 16 6. 2 - пропноновая ( 20. 3 - м-валериановая. 4 - уксусная. 5 - п-оксибензойная. 6 - бензойная. 7 - фенилуксусная. в - ж-оксибензойная. 9 - молочная. 10 - муравьиная. / / - миндальная. 12 - салициловая.

Используя представления протолитической теории и формулу Борна, Бренстед вывел приближенные соотношения, позволяющие характеризовать силу кислот и оснований в различных растворителях. [6]

Поскольку в протолитической теории отпала самостоятельная категория реакций гидролиза, то встает вопрос и о том, что следует понимать под названием реакции нейтрализации, поскольку этот термин как раз и относился в старой теории к взаимодействию кислоты и основания, и в старой теории принимали, что такое взаимодействие отнюдь не всегда приводит к нейтрализации; в последнем случае говорилось об обратимости реакции нейтрализации вследствие прохождения обратной реакции гидролиза получающейся соли. Но согласно протолитической теории возникает собственно не соль, а новые сопряженные кислота и основание ( кисл. [7]

Кислотой, согласно протолитической теории, является всякая частица, способная к отщеплению протона ( несольватированного иона водорода), основанием-всякая частица, способная к присоединению протона. [8]

Гидролиз рассматривается протолитической теорией как реакция перехода протона от кислоты к основанию, поскольку вода может играть роль и кислоты, и основания. [9]

Гидролиз рассматривается протолитической теорией как реакция перехода протона от кислоты к основанию, поскольку вода может играть роль и кислоты и основания. [10]

Гидролиз рассматривается протолитической теорией как реакция между ионной кислотой или ионным основанием и молекулами воды. [11]

Гидролиз рассматривается протолитической теорией так же, как реакция перехода протона от кислоты к основанию, поскольку вода может играть роль и кислоты и основания. [12]

Гидролиз рассматривается протолитической теорией как реакция перехода протона от кислоты к основанию, поскольку вода может играть роль и кислоты, и основания. [13]

Главные категории неорганических соединений К таковым принято относить следующие: Оксиды. Соли. Основания. Кислоты. ( И все о них рассказать.)