Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
курс лекций (вариант 1).docx
Скачиваний:
95
Добавлен:
21.03.2015
Размер:
593.14 Кб
Скачать

Кислота основание основание кислота

Еще более общее определение кислот и оснований. Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Так, например, фторид алюминия AlF3 – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса. В только что рассмотренном примере аммиак является основанием.

Определение Г. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассмотренные ранее предложенными теориями. В таблице сопоставлены различные определения кислот и оснований, используемые в настоящее время.

Номенклатура и классификация кислот. Поскольку существуют различные определения кислот, то их классификация и номенклатура довольно условны.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HF, HNО2), двухосновные 2СО3, H2SO4) и трехосновные 3РО4).

По составу кислоты делят на бескислородные (HCI, H2S) и кислородсодержащие (НСlО4, НClО3).

Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ноя, -вал, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания -водородная:

Если рассмотреть полярность связи водород — элемент в пределах периода, то 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 ионно построенные гидриды металлов.

Атомы элементов III-IV групп — бор, алюминий, углерод, кремний — образуют с атомами водорода ковалентные, слабо полярные связи, не склонные к диссоциации. Однако с ростом заряда атома в пределах периода, т.е. для элементов V-VII групп, полярность связи элемент-водород вновь увеличивается, но характер распределения зарядов в возникающем диполе иной, чем для элементов, склонных к потере электронов. Атомы неметаллов, у которых для завершения электронной оболочки необходимо несколько электронов, оттяги­вают (поляризуют) к себе пару электронов связи тем сильнее, чем больше заряд ядра. Поэтому в рядах СН4 - NH3 - Н2O - HF или SiH4 - РН3 - H2S - НСl связи атомов 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, то может происходить процесс электролитической диссоциации.

Как уже указывалось, оксид водорода — вода Н2О — сам способен к процессам частичной диссоциации 2Н2О = Н3О+ + ОН-. Естественно предположить, что водородные соединения элементов IV-V групп будут менее склонны к диссоциации, и в водных растворах всегда будет присутствовать более диссоциированное по связи Э-Н (С-Н, N-H, Р-Н) соединение — вода. И действительно, соединения элементов IV-V групп с металлами, в которых имеются ионные связи Э-металл, разрушаются водой, проявляющей в данном случае роль сильной кислоты по отношению к соответствующимводородным соединениям и их анионам:

Напротив, для водородных соединений элементов VI и VII групп связь Э-Н будет не менее полярна, чем в молекулах воды, и они смогут диссоциировать по этой связи, причем образующийся ион водорода обратимо переходит на электронную пару воды с образованием иона гидроксония:

Ионный разрыв связи Э-Н протекает тем легче, чем больше размер атома, поэтому в ряду галогеноводородных кислот сила кислот возрастает от HF к HI.

У кислородсодержащих кислот наблюдается аналогичная картина, их специфика заключается в том, что во всех этих кислотах имеется связь Н-О-Э и естественно, что под влиянием связи О-Э будет меняться полярность связи Н-О. В большинстве случаев она выше полярности связи Н-О-Н а тем более связи Н-О-металл. Поэтому эти кислоты диссоциируют, как правило, легче, чем вода:

На нескольких примерах рассмотрим чрезвычайно важную особенность кислородсодержащих кислот, образованных элементами, способными проявлять различную степень окисления. Хорошо известно, что хлорноватистая кислота HClO является очень слабой кислотой, НСlO2 — также слабая, но сильнее хлорноватистой, НСlO3сильная кислота. Хлорная кислота НСlO4самая сильная из кислот в этом ряду и одна из самых сильных среди всех неорганических кислот. Рассмотрим структурные формулы этих кислот.

Для диссоциации по кислотному типу необходим разрыв связи О-Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO - НСlO2 – НсlO3 - НСlO4? 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 первичной связи О-О оттягивается некоторая доля электронной плотности. В результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи О-Н, которая за счет этого ослабляется.

Такая закономерность усиление кислотных свойств с возрастанием степени окисления центрального атома характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кислота HNO3, в которой степень окисления азота равна +5, является более сильной кислотой, чем азотистая кислота НNO2 (степень окисления азота +3); серная кислота H2SO4 (S+6) — более сильная, чем сернистая кислота H2S03 (S+4).

Получение кислот.

1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

Химические свойства кислот можно разделить на две группы: 1) общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона Н+ (иона гидроксония НзО+), и 2) специфические, т.е. характерные для конкретных кислот.

Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окислительно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а с другой стороны, вступать в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов (кислотно-основное взаимодействие).

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например

К кислотно-основному типу относятся реакции с основными оксидами и основаниями, а также со средними, основными, а иногда и кислыми солями:

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем легкость диссоциации по каждой из ступеней падает, поэтому для многоосновных кислот вместо средних солей часто образуются кислые (в случае избытка реагирующей кислоты);

На первый взгляд, совершенно удивительным воспринимается известный факт образования кислых солей одноосновной фтороводородной (плавиковой) кислотой. Однако этот факт объясняется очень просто. В отличие от всех других галогеноводородных кислот, плавиковая кислота в растворах частично полимеризована с образованием молекул (HF)X — H2F2, H3F3 и т.д.

Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски, что издавна используется для качественного обнаружения кислот в растворах.

В качестве индикаторов используют лакмус нейтральной среде — фиолетовый, в кислой красный, в щелочной синий), метилоранж кислой среде — красный, в нейтральной оранже-

вый, в щелочной желтый), конго красный (в сильно кислой среде — синий, в нейтральной и щелочной красный) и многие другие.

Индикаторы обычно представляют собой сложные органические вещества кислого или основного характера, обратимо образующие соли с кислотами и основаниями. Причины изменения окраски индикаторов связаны с изменением строения и вытекающим отсюда изменением светопоглощепия. Для иллюстрации приведем, какие изменения происходят с метилоранжем (солью органической серо- и азотосодержащей кислоты):

В щелочной среде желтая форма, в кислой среде красная форма, В нейтральной среде смесь равных количеств желтой и красной форм дает оранжевую окраску.

Вторая группа реакций кислот связана со специфическими особенностями различных кислот и подразделяется на два типа: реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и окислительно-восстановителъныа превращения. Если реакции первой группы, связанные с наличием иона Н+, были общими для всех кислот (качественные реакции для обнаружения кислот вообще), то реакции второй группы могут служить качественными на отдельные кислоты:

Другой большой подкласс специфических реакций кислот связан с их окислительно-восстановительными возможностями.

Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться:

Кислородсодержащие кислоты могут окиспяться только, когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S+ , N+ , Cr ) проявляют свойства сильных окислителей (H2SO4 является сильным окислителем только при высокой концентрации):

  1. Соли

Классификация и номенклатура. Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла, в кислых солях они замещены только частично, в основных солях группы –ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

Существуют также некоторые другие типы солей, например: двойные соли, в которых содержатся два разных катиона и один анион: СаСО3•МgСОз (доломит), KCl•NaCl (сильвинит), KAl(SO4)2 (алюмокалиевые квасцы); смешанные соли, в которых содержится один катион и два разных аниона: СаОС12 (или Ca(OCl)Cl); комплексные соли, в состав которых входит комплексный ион, состоящий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами: K4[Fe(CN)6] (желтая кровяная соль), K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль), [NaAl(OH)4], [Аg(NНз)2]С1; гидратные соли, в которых содержатся молекулы кристаллизагщонной воды: CuSO4•5H2O (медный купорос), Na2SO4•10H2O (глауберова соль).

Название солей образуется из названия аниона, за которым следует название катиона.

Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс -ид, например хлорид натрия NaCI, сульфид железа (II) FeS и др.

При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание -am для высших степеней окисления для более низких (для некоторых кислот используется приставка гипо- для низких степеней окисления

неметалла; для солей хлорной и марганцовой кислот используется приставка пер-): карбонат кальция СаСОз, сульфат железа (III) Fe2(SO4)3 сульфит железа (II) FeSО3, гипохлорит калия КОСl, хлорит калия КСlO2, хлорат калия КСlO3, перхлорат калия КОCl4, перманганат калия КМп04, дихромат калия К2Сг2O7.

Кислые и основные соли можно рассматривать как продукт не­полного превращения кислот и оснований. По международной но­менклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозна­чается приставкой гидро-, а группа ОН — приставкой гидрокси-: NaHS — гидросульфид натрия, NаНSО3 — гидросульфит натрия, Mg(OH)Cl — гидроксихлорид магния, А1(ОН)2С1 — дигидроксохлорид алюминия.

В названиях комплексных ионов сначала указываются лиганды. Название комплексного иона завершается названием металла с ука­занием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках). В названиях комплексных катионов используются русские названия металлов, например: [Cu(NH3)4]Cl2 — хлорид тетраамминмеди (II), [Ag(NH3)2]24 — сульфат диамминсеребра (I). В названиях комплексных анионов используются латинские названия металлов с суффиксом -am, например: К[А1(ОН)4] — тетрагцдрок-сиалюминат калия, Nа[Сг(ОН)4] — тетрагидроксихромат натрия, K4[Fe(CN)6] — гексацианоферрат (II) калия.

Названия гидратных солей образуются двумя способами. Можно воспользоваться системой наименования комплексных катионов, описанной выше; например, медный купорос [Cu(H2O)4]SO4•Н2O (или CuSO4•5H2O) в таком случае будет называться сульфат тетраaквa меди (II). Однако для наиболее известных гидратных солей чаще всего степень гидратации указывают численной приставкой к слову «гидрат», например: CuSO4•5H2O — пентагидрат сульфата меди (II), Na2SO4•10H2O — декагидрат сульфата натрия, СаСl2•2Н2O — дигидрат хлорида кальция.

Способы получения и химические свойства. Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Большинство способов получения солей практически обсуждено выше. Соли бескислородных кислот, кроме того, могут быть получе­ны при непосредственном взаимодействии металлов и неметаллов.

Многие соли устойчивы при нагревании. Однако, соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются:

При химических, реакциях солей проявляются особенности как катионов, так v. анионов, входящих в их состав. Ионы металлов, находящиеся в растворах, могут вступать в реакции с другими анионами с образованием нерастворимых соединений или же в окислительно-восстановительные реакции:

Первые две реакции показывают, что соли могут реагировать с кислотами, солями или основаниями, а последние три указывают на окислительные и восстановительные свойства солей.

С другой стороны, анионы, входящие в состав солей, могут соединяться с катионами с образованием осадков или малодиссоциированных соединений, а также участвовать в окислительно-восстановительных реакциях.

Литература:

  1. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С.Ахметов. – 3-е изд. – М.: Высшая школа, 2000. – 743с.

  2. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия / М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. – М.: Высшая школа, 2002.

  3. Коровин Н.В. Общая химия / Н.В.Коровин. – М.: Высшая школа, 2006. – 557 с.

  4. Зайцев, О.С. Общая химия. Строение веществ и химические реакции / О.С.Зайцев. – М.: Химия, 1990.

  5. Карапетьянц, М.Х. Строение вещества / М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. – М.: Высшая школа, 1981.

  6. Угай, Я.А. Общая и неорганическая химия / Я.А.Угай. – М.: Высшая школа, 1997.