2 Семестр (Органика) / Старые / 2009 / Химия 2009 / 2 вопрос

Кислоты

Кислоты — сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые мо­гут замещаться катионами металла (а также ионами аммония). Общая форму­ла кислот: НхАп, в которой An — кислотный остаток, а х — число атомов водо­рода, равное заряду кислотного остатка.

Классификация

Кислоты классифицируют:

а) по содержанию атомов кислорода в молекуле на бескислородные (НСL, H2S и др.) и кислородсодержащие или оксокислоты. являющиеся гидратами кислот­ных оксидов (H2SO4, H3P04 и др.);

б) по основности, т.е. числу атомов водорода, способных замещаться на ме­талл — на одноосновные (HCN, HCL, HNO3 и др.), двухосновные (H2S, H2S04, Н2СОз и др.), трехосновные (НзР04, H3AsO4 и др.), четырехосновные (Н4Р207) и.т.д.;

в) по электролитической силе — на сильные (НС1, НВг, HI, HNO3, H2SO4, НСLO4), слабые (HCN, HF, H2S, H2C03, H2Si03, H3B03, HCOOH, СН3СООН и др.) и средние (H2SO3, H3PO4).

Графические формулы

В оксокислотах атомы водорода, способные замещаться на металл, связаны с кислородом, но не с атомом кислотообразующего элемента.

Номенклатура кислот и кислотных остатков

Получение

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой (получение оксокислот): SO₃ + Н₂0 -> H₂S0₄ N₂0₅ + Н₂0 -> 2HNO₃

2. Вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из их солей:

Са₃(РО₄)₂ + 6НС1 -> ЗСаС1₂ + 2Н₃РО₄ K₂S + 2HBr -> 2KBr + H₂S Na₂SiO₃ + 2НС1 -> 2NaCl + H₂Si0₃(H₂O + Si0₂)

3. Бескислородные кислоты можно получить взаимодействием неметаллов с водородом:

С1₂ + Н₂ -> 2НСL S + Н₂ -> H₂S

Химические свойства

Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием ионов Н⁺, образующихся при диссоциации молекул кислоты, таким образом, кислоты — доноры протонов:

Кислоты изменяют цвет индикаторов

Изменение цвета индикаторов в растворах кислот

Индикатор	Цвет индикатора	Цвет индикатора в растворе кислоты (рН >7)
Лакмус Метилоранж Фенолфталеин	Фиолетовый Оранжевый Бесцветный	Красный Красный Бесцветный

Основные химические свойства кислот заключены в нижеследующих пре­вращениях.

1. Взаимодействие с металлами.

Необходимо помнить, что характер продуктов реакций кислот с металлами зависит от природы и концентрации кислот и от активности металлов. Об осо­бенностях поведения кислот с сильными окислительными свойствами (концен трированная H₂S0₄ и HN0₃ любой концентрации).

Разбавленные кислоты (кроме HN0₃) взаимодействуют с металлами, нахо­дящимися в ряду напряжений металлов левее водорода, образуя соль и вытес­няя из кислоты водород.

Zn + H₂S0₄ -»ZnS0₄ + Н₂

Mg + 2НС1 -> MgCl₂ + H₂

2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами.

H₂S + СаО -> CaS + Н₂О 6HN0₃ + А1₂О₃ -» 2A1(N0₃)₃ + ЗН₂О

3. Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами (ре­акция нейтрализации).

Н₃РО₄ + ЗКОН -> К₃Р0₄ + ЗН₂0 2НСLО₄ + Zn(OH)₂ -» Zn(C10₄)₂ + 2Н₂О

4. Взаимодействие с солями.

Такое взаимодействие возможно только в том случае, если образуется:

а) более слабая кислота (в растворе)

6HNO₃ + Са₃(РО₄)₂ -> 3Ca(N0₃)₂ + 2Н₃РО₄

б) нерастворимая соль

H₂S + 2AgN0₃ -» Ag₂S + 2HN0₃

в) выделяется газ (в этом случае реакция часто идет без воды, при нагревании)

Н₂ SО_4(конц) + 2NaCl_(KpHCT.₎ -» 2НСL + Na₂SO₄

Соли

Соли — это сложные вещества, являющиеся продуктами полного или час­тичного замещения атомов водорода в молекулах кислот катионами металла (а также ионами аммония), либо гидроксо-групп в молекулах оснований кислот­ными остатками.

НС1 КС1 или Са(ОН)₂  CaSO₄

Классификация

Соли делятся на средние, кислые, основные, двойные, смешанные и комп­лексные.

Средние соли — продукты полного замещения атомов водорода кислоты ато­мами металла или гидроксо-групп основания кислотными остатками. Средние соли образуют все кислоты и основания, независимо от их основности или кис­лотности. Состав средних солей можно представить общей формулой Ме_ХАп_У, где х — число катионов металла, равное заряду аниона, у — число анионов (кис­лотных остатков), равное заряду катиона металла.

Н3Р04 +3NaOH  Na3P04 Fe(OH)3 +3HN°3Fe(NO3)₃

Кислые соли — это продукты неполного замещения атомов водорода в мо­лекулах только многоосновных кислот катионами металла.

Основные соли — продукты неполного замещения гидроксо-групп в молеку­лах только многокислотных оснований кислотными остатками.

Двойные соли — соли, содержащие два химически разных катиона и один тип аниона: KA1(SO₄)₂ — сульфат алюминия-калия, Fe(NH₄)₂(SO₄)₂ — сульфат диаммония-железа (II), LiAl(SiO₃)₂ — силикат алюминия-лития.

Смешанные соли — соли, содержащие один тип катиона, но два типа аниона.

Например: Са(С1)ОС1 —хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь), Na₃C0₃(HCO₃) — гидрокарбонат-карбонат натрия, Na₂IO₃(NO₃) — нитрат-иодат натрия, Ca₅(PO₄)₃F — фосфат-фторид кальция.

Комплексные соли — соли, в состав которых входят сложные комплексные ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки), устойчивые как в кристаллическом состоянии, так и при растворении в воде, например:

K₄[Fe(CN)₆] -> 4К⁺ + [Fe(CN)₆]⁴-

[Ag(NH₃)₂]Cl -> [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl-

Na₂[Zn(OH)₄] -> 2Na⁺ + [Zn(OH)₄]^2-

Номенклатура

Название солей строится по следующей схеме

Название средней соли = Название кислотного остатка + Название металла (род. падеж) + Степень окисления металла.

Например: FeS — сульфид железа (II), Са₃(РО₄)₂ — фосфат кальция, КМп0₄ — перманганат калия.

Для кислых солей добавляются приставки «гидро» или «дигидро», напри­мер: Mg(H₂PO₄)₂ — дигидрофосфат магния, Fe(HS0₄)₂ — гидросульфат железа (II), КНС0₃ — гидрокарбонат калия.

Для основных солей добавляются приставки «гидроксо» или «дигидроксо», например: Са(ОН)С1 — гидроксохлорид кальция [Си(ОН)]₂СО₃ — гидроксокар-бонат меди (II), [A1(OH)₂]₂S0₄ — дигидроксосульфат алюминия.

Названия комплексных солей строят следующим образом: название анио­на, затем название катиона в родительном падеже. При этом в названии слож­ного иона отражают количество и названия группировок (лигандов), окружа­ющих центральный ион (комплексообразователь), и заряд центрального иона.

Например, K₄[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат (II) калия, [Ag(NH₃)₂]Cl — хло­рид диамминсеребра (I), Na₂[Zn(OH)₄] — тетрагидроксоцинкат (II) натрия.

Графические формулы

Графические формулы солей составляют, исходя из формул соответствую­щих кислот и оснований.

1. Сульфат кальция (средняя соль), CaSO₄:

2. Нитрит магния (средняя соль) Mg(NO₂)₂:

3. Дигидрофосфат бария (кислая соль) Ва(Н₂РО₄)₂:

4. Гидроксокарбонат меди (основная соль) [СиОН]₂С0₃

Получение

Основные методы получения солей основаны на взаимодействии веществ противоположной природы — металлов с неметаллами, кислотных оксидов с основными, оснований с кислотами.

Однако, при синтезе каждой конкретной соли следует иметь в виду ряд мо­ментов:

а) не все предложенные методы могут быть использованы в данном случае;

б) существуют специфические способы получения солей.

примеры получения солей

1. Взаимодействие металлов с неметаллами:

Са + С1₂ -> СаС1₂ 2Na + S -> Na₂S

2. Взаимодействие металлов с кислотами (подробнее см. тему «Кислоты»):

Zn + Н₂SО₄₍разб). -> ZnS0₄ + H₂ Fe + 2HC1 -> FeCl₂ + H₂

3. Взаимодействие металлов с солями:

Fe + HgCl₂ -> FeCl₂ + Hg Mg + NiCl₂ -> MgCl₂ + Ni

4. Взаимодействие кислотных оксидов с основными и амфотерными окси­дами:

Na₂0 + N₂O₅-->2NaNO₃ CaO + С0₂ -> СаС0₃ А1₂Оз + 3S0₃->А1₂(S0₄)з

5. Реакция основных и амфотерных оксидов с кислотами:

MnO + H₂SO₄ -»MnS0₄ + Н₂0 А1₂0₃ + 6НС1 -> 2А1С1₃ + ЗН₂О

6. Взаимодействие оснований и амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами:

6NaOH + Р₂О₅ -> 2Na₃PO₄ + ЗН₂О 2А1(ОН)₃ + 3S0₃ -> A1₂(S0₄)₃ + ЗН₂О

7. Взаимодействие кислот с основаниями (и амфотерными гидроксидами) — реакция нейтрализации:

Ва(ОН)₂ + H₂SO₄ -> BaS0₄ + 2Н₂О Sn(OH)₂ + 2НС1 -» SnCl₂ + 2Н₂0

8. Взаимодействие растворимых оснований с солями:

NiSO₄ + 2NaOH -» Ni(OH)₂+ Na₂S0₄ FeClg₃ + 3NH₄OH -> Fe(OH)₃ + 3NH₄C1

9. Взаимодействие солей с кислотами:

AgN0₃ + HBr -> AgBr + HN0₃ CH₃COONa + HC1 -» CH₃COOH + NaCl

NaCl_(KpHCT.) + Н₂S0_4(ковц.) -> NaHS0₄ + HCl

10. Взаимодействие двух солей:

СаС1₂ + Na₂C0₃ -» 2NaCl + CaC0₃ AgN0₃ + KC1 -> AgCl + KNO

Химические свойства

1. Почти все соли являются ионными соединениями, поэтому в расплаве и в водном растворе диссоциируют на ионы

а) средние соли:

NaCl -> Na+ + СL ^- A1₂(SO₄)₃ -> 2A1³⁺ + 3SO^2-₄-кислые соли:

NaHC0₃ -»Na⁺ + НСО₃ ^- КН₂Р0₄ -> К⁺ + Н₂РО₄; в) основные соли:

(А1ОН)(СН₃СОО)₂ -> А10Н²⁺ + 2СН₃СОО-

[А1(ОН)₂]СН₃СОО -> [А1(ОН)₂]⁺ + СН₃СОО^-

При пропускании электрического тока через растворы или расплавы солей идет процесс электролиза.

2. Взаимодействие солей с металлами идет только в том случае, если более активный металл вытесняет менее активный металл из его солей.

CuSO₄ + Fe -> FeS0₄ + Сu

3. Соли малорастворимых оснований взаимодействуют с растворимыми ос­нованиями с образованием или свободного основания или основной соли (при недостатке основания):

CuS0₄ + 2NaOH -» Cu(OH)₂ + Na₂S0₄ 2CuSO₄ + 2NaOH -> (CuOH)₂SO₄ + Na₂SO₄

4. Взаимодействие солей с кислотами возможно в случае образования более слабой кислоты (a), труднорастворимой соли (б) или газа (в). При этом, в зави­симости от соотношения компонентов, возможно образование как кислот, так и кислых солей:

а) Na₃PO₄ + 3HC1 -> Н₃РО₄ + 3NaCl Na₃PO₄ + 2HC1 - >NaH₂PO₄ + 2NaCl

б) BaCl₂ + H₂SO₄ -> BaS0₄ + 2HC1

e) Na₂S_(Kpист.) + 2HC1 -> H₂S + 2NaCl

5. Две растворимые соли вступают в реакцию обмена, если одна из образу­ющихся солей выпадает в осадок:

ЗСаС1₂ + 2Na₃P0₄ -> Ca₃(PO₄)₂ + 6NaCl

6. Средние, кислые и основные соли взаимосвязаны и могут быть превраще­ны друг в друга:

а) Средняя соль кислая соль

2СаСО₃ + 2НС1 -» Са(НС0₃)₂ + СаС1₂

Са(НСО₃)₂ + 2NaOH -» СаС0₃ + Na₂CO₃ + 2Н₂0

б) Средняя соль основная соль

СаС1₂ + NaOH -> Са(ОН)С1 + NaCl

Са(ОН)С1 + НС1 -» СаС1₂ + Н₂0

7. Соли, в состав которых входит остаток слабого электролита, в водном ра­створе гидролизуются.

8. При нагревании некоторые соли разлагаются:

СаСО₃ —> СаО + С0₂,

2КСlo₃ —> 2КС1 + ЗО₂

Основания

Основания — сложные вещества, молекулы которых состоят из атома метал­ла (или иона NH^-₄ ) и одной или нескольких гидроксогрупп ОН^-, способных за­мещаться на кислотный остаток.

Общая формула оснований Ме(ОН)_x, где х равно степени окисления ме­талла.

Все основные гидроксиды находятся в орто-форме.

Номенклатура

Для элементов, проявляющих переменную валентность, в названиях гидро-ксидов следует указывать ее величину. Например, Fe(OH)₃ — гидроксид желе­за (III), Cu(OH)₂ — гидроксид меди (II). В тех случаях, когда элемент, образую­щий гидроксид, имеет единственную валентность, этого можно не делать: NaOH — гидроксид натрия, А1(ОН)₃ — гидроксид алюминия.

Графические формулы

Na-O-H H-O-Cu-O-H

Классификация

По растворимости в воде основания делятся на растворимые (щелочи и NH₄OH) и нерастворимые (все остальные основания); По степени_диссоциации основания подразделяют на:

—сильные (щелочи) NaOH —> Na⁺ + ОН^-

—слабые (все остальные) NH₄OH NH^-₄ + ОН^-

С позиций теории электролитической диссоциации основания можно рас­сматривать как электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид-ион ОН^-.

По кислотности, т.е. по числу гидроксогрупп, способных замещаться на кислотныеистатки, основания делятся на однокислотные (NaOH, КОН, СuОН), двухкислотные [Са(ОН)₂, Мп(ОН)₂], трехкислотные [А1(ОН)₃, Fe(OH)₃].

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Fe(OH)₃ <=> Fe(OH)₂⁺ + ОН- Fe(OH)₂⁺ <=> Fe(OH)²⁺ + ОН-

Fe(OH)²⁺ <=> Fe³⁺ + OH-

Получение

I. Получение щелочей.

1. Взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов или их ок­сидов с водой:

Са + 2Н₂0 -> Са(ОН)₂ + Н₂ Na₂0 + Н₂0 -> 2NaOH

2. Электролиз растворов хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов:

2NaCl + 2Н₂О -> С1₂ (на аноде) + Н₂ (на катоде) + 2NaOH

П. Слабые нерастворимые основания получают из оксидов косвенным путем — при действии щелочи на растворимую соль получаемого основания:

CuO + H₂S0₄ -> CuS0₄ + Н₂О CuSO₄ + 2NaOH -> Cu(OH)₂+ Na₂S0₄

Химические свойства

Общие свойства оснований обусловлены наличием в их растворах иона ОН^-, создающего в растворе щелочную среду. Благодаря этому растворы оснований изменяют окраску индикаторов.

Основными химическими свойствами оснований являются следующие:

1. Взаимодействие с кислотными оксидами.

2КОН + СО₂ -»К₂С0₃ + Н₂0

2. Основания — акцепторы протонов. Они реагируют с кислотами, вступая в реакцию нейтрализации.

H₂SO₄ + 2NaOH -» Na₂S0₄ + 2H₂0

3. Взаимодействие с солями (возможно только в том случае, если при дей­ствии растворимого основания на соль выпадает осадок). Чаще это образовав­шееся слабое нерастворимое основание (а), реже — образовавшаяся соль (б).

Щелочи вытесняют растворимое слабое основание — гидроксид аммония — из его солей (в).

а) CuSO₄ + 2NaOH--» Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

б) Na₂S0₄ + Ba(OH)₂ -> BaS0₄+ 2NaOH

в) NH₄Cl_(Kpист.₎ + КОН_(конц.) - t°-» NH₃ + KC1 + H₂0