Химические свойства кислот

Тема 1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Основные определения.

Химия – одна из фундаментальных естественных наук, предметом изучения которой являются вещества, их свойства и превращения. Одной из центральных характеристик вещества является масса m. Истинные массы структурных составляющих вещества (атомов, молекул и др.) очень малы, порядка 10^-24¸10^{-20 г, поэтому для удобства в химии принято работать не с абсолютными, а с относительными значениями масс.}

Относительная атомная масса химического элемента А_r – это величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента (с учетом процентного содержания его изотопов в природе) к массы изотопа углерода 12 ( С). Значения атомных масс всех химических элементов содержатся в Периодической системе Д.И. Менделеева.

массы С называется атомной единицей массы (а.е.м.), т. е.

.

Относительная молекулярная масса вещества M_r находится как сумма А_r атомов, из которых состоит молекула.

В 1971 году в Международную систему единиц измерения (СИ) была введена единица количества вещества – моль n – такое количество вещества, которое содержит столько структурных элементарных частиц (атомов, молекул, ионов, электронов, эквивалентов и т.д.), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12.

Число атомов в 12 г С равно 6,02×10²³ атомов. Это число называется постоянной Авогадро N _А, которая равна N _А = (6,022045±0,000031)×10²³ моль^-1.

Таким образом, количество вещества можно оценить по формуле

, (1)

где N – число элементарных структурных единиц вещества.

Масса 1 моль вещества называется молярной массой M. Ее можно вычислить как отношение массы вещества m к его количеству n, кг/моль (г/моль):

или (2)

Численное значение М (в г/моль) совпадает с M_r вещества или А_r элемента.

 

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ

СОЕДИНЕНИЙ

Неорганические соединения обычно делят на четыре важнейших класса: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды – это соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Образование названия оксида (его номенклатура) подчиняется следующим правилам:

а) Если элемент, соединяясь с кислородом, проявляет единственную степень окисления, то название такого соединения состоит из слова «оксид» и названия металла, например: Na₂O – оксид натрия, BaO – оксид бария.

б) Если элемент, соединяясь с кислородом, проявляет различные степени окисления, то после названия элемента в круглых скобках римскими цифрами указывается степень окисления элемента или систематическое название с числовыми приставками, например: N₂O – оксид азота (I) или оксид диазота, NO₂ – оксид азота (IV) или диоксид азота.

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды образуются металлами, степень окисления которых не выше трех (например, оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов). Кислотные оксиды образуются неметаллами, а также металлами со степенью окисления +4, +5, +6, +7, например: Р₂О₃, SiО₂, Mn₂О₇ и т.д. Амфотерные оксиды образуются металлами, проявляющими амфотерные свойства и степень окисления которых равна +2, +3, например: Al₂О₃, Cr₂О₃, Ga₂О₃, Fe₂О₃, SnО, BeО, ZnО и т.д.

Если элемент образует несколько оксидов (например, хром: ), то по мере увеличения его степени окисления усиливается кислотный характер оксида. Таким образом, CrO – основной оксид, Cr₂O₃ – амфотерный оксид, CrO₃– кислотный оксид.

Химические свойства оксидов

1. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой:

 

Nа₂O + Н₂О = 2NаOН;

основной вода щелочь

оксид

 

N₂O₅ + Н₂О = 2НNO₃.

кислотный вода кислота

оксид

 

2. Основные и кислотные оксиды реагируют между собой:

 

Nа₂O + СО₂ = Nа₂СО₃.

основной кислотный соль

оксид оксид

 

3. Амфотерные оксиды реагируют с кислотными и основными оксидами:

 

ZnO + SO₃ = ZnSO₄;

амфотерный кислотный соль

оксид оксид

 

ZnO + Nа₂O = Nа₂ZnO₂.

амфотерный основной соль

оксид оксид

 

4. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами:

Nа₂O + H₂SO₄ = Nа₂SO₄ + Н₂О.

основной кислота соль вода

оксид

 

5. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями:

 

N₂O₅ + 2NаOН = 2NaNO₃ + Н₂О.

кислотный основание соль вода

оксид

 

6. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами и основаниями, проявляя при этом:

– основные свойства:

 

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + Н₂О;

амфотерный кислота соль вода

оксид

 

б) кислотные свойства:

 

ZnO_т + NаOН_т Nа₂ZnO₂ + Н₂О.

амфотерный основание соль вода

оксид

 

Гидроксиды можно рассматривать как продукты соединения оксидов с водой. Они бывают трех видов: основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные (амфолиты).

Амфолиты – гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаимодействия его с кислотой и с основанием. Если обе реакции осуществимы, то гидроксид амфотерен.

Основания – электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы ОН^–, например:

 

NаOН ↔ Nа⁺ + ОН^–.

 

Кислотность основания определяется числом гидроксильных групп. В связи с этим различают:

– однокислотные основания (например: NаOН, LiOH);

– двухкислотные основания (например: Mg(OH)₂, Cu(OH)₂);

– трехкислотные основания (например: Al(OH)₃, Fe(OH)₃).

Основания, в составе которых находится более одной гидроксильной группы, называются многокислотными. Диссоциация многокислотных оснований протекает ступенчато:

 

Cu(OH)₂ ↔ CuOH⁺ + ОН^– I ступень

CuOH⁺ ↔ Cu²⁺ + ОН^– II ступень

 

По растворимости основания делят на сильные, т.е. растворимые в воде (к ним относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов), и слабые, т.е. малорастворимые в воде (гидроксиды остальных металлов).

Номенклатура основанийоснована на следующих положениях:

1. Если металл имеет постоянную степень окисления, то названия образуются из слова «гидроксид» и названия металла, например: Mg(OH)₂ – гидроксид магния, NаOН – гидроксид натрия.

2. Если металл имеет переменную степень окисления, то к слову «гидроксид» добавляется приставка латинского числительного или после названия катиона в круглых скобках римскими цифрами указывается его степень окисления, например: Cr(OH)₃ – тригидроксид хрома, или гидроксид хрома (III); Fe(OH)₂ – дигидроксид железа, или гидроксид железа (II).

Химические свойства оснований

1. Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации):

 

NаOН + HCl = NаCl + Н₂О.

основание кислота соль вода

 

2. Растворимые основания взаимодействуют с кислотными оксидами:

2NаOН + СО₂ = Nа₂СО₃ + Н₂О.

основание кислотный соль вода

оксид

 

3. Растворимые основания взаимодействуют с солями (условие: один из продуктов нерастворим):

 

2КОН + MgCl₂ = Mg(OH)₂↓ + 2KCl.

основание соль основание соль

 

4. Нерастворимые основания при повышении температуры разлагаются на оксид и воду:

 

Cu(OH)₂ CuO + Н₂О.

 

5. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и основаниями, проявляя при этом:

а) основные свойства:

 

Zn(OH)₂ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2H₂O;

амфотерный кислота соль вода

гидроксид

 

б) кислотные свойства:

 

Zn(OH)_{2 т} + 2NаOН_т = Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

амфотерный основание соль вода

гидроксид

 

6. Растворы оснований изменяют цвет индикаторов: фенолфталеин – с бесцветного на малиновый, лакмус – с фиолетового на синий, метиловый оранжевый – с оранжевого на желтый.

Кислоты – это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катион водорода Н⁺ и кислотный остаток, например:

 

HCl ↔ H⁺ + Cl⁻.

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, поэтому HCl, HNO₃ – одноосновные кислоты; H₂SO₄, H₂S – двухосновные кислоты; H₃PO₄ – трехосновная кислота. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например:

 

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄⁻ I ступень

HSO₄⁻ ↔ H⁺ + SO₄²⁻ II ступень

 

Кислоты могут быть бескислородными (не содержащими кислород в своем составе: HCl, H₂S) и кислородсодержащими (содержащими в своем составе кислород: H₂SO₄, HNO₃).

Номенклатура кислот подчиняется следующим правилам:

1. Названия бескислородных кислот образуются путем прибавления к корню русского названия элемента через соединительную гласную «о» и словосочетания «водородная кислота», например: HCl– хлороводородная кислота, HF – фтороводородная кислота.

2. Названия кислородсодержащих кислот образуются из названия неметалла с прибавлением - ная, - вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. При понижении степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: - оватая,
- истая, - оватистая, например: HCl⁺⁷O₄ – хлорная кислота, HCl⁺⁵O₃ – хлорноватая кислота, HCl⁺³O₂ – хлористая кислота, HCl⁺O – хлорноватистая кислота.

3. Если элемент в одной и той же степени окисления образует две кислоты, различающиеся «по содержанию воды», то перед названием кислоты, содержащей меньшее количество атомов кислорода, ставят приставку мета-, а перед названием кислоты с большим числом атомов кислорода ставят приставку орто-, например: HP^{+ 5} O ₃ – метафосфорная кислота,Н₃P⁺⁵O ₄ – ортофосфорная кислота.

Химические свойства кислот

 

1. Кислоты взаимодействуют с основными оксидами:

2HCl + Na₂O = 2NaCl + H₂O.

кислота основной соль вода

оксид

2. Кислоты взаимодействуют с основаниями (реакция нейтрализации):

 

HCl + NаOН = NaCl + H₂O.

кислота основание соль вода

 

3. Кислоты взаимодействуют с солями с образованием новой кислоты и новой соли (условие: образование осадка или выделение газа):

 

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃.

кислота соль соль кислота

 

4. Кислоты взаимодействуют с металлами:

а) соляная и разбавленная серная кислоты с металлами, стоящими в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с выделением водорода:

 

2HCl + Mg = MgCl₂ + H₂↑;

 

б) азотная кислота, в зависимости от положения металла в ряду стандартных электродных потенциалов и концентрации кислоты, с выделением NO₂, NO, N₂O, N₂или NH₃, например:

 

Pb + 4HNO₃ = Pb(NO₃) ₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O;

 

в) концентрированная серная кислота, в зависимости от положения металла в ряду стандартных электродных потенциалов, с выделением SO₂илиH₂S,например:

 

Cu + 2H₂SO_{4 (конц)} = CuSO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O.

5. Раствор кислоты изменяет цвет индикатора: лакмус – с фиолетового на красный, метиловый оранжевый – с оранжевого на розовый, конго красный – с красного на синий.

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков. Соли делятся на средние, кислые, основные, двойные, комплексные и гидратные.

Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода на металл, например: BaSO₄, NaCl. Диссоциацию средней соли можно выразить уравнением

 

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻.

Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот на металл. Образуются только многоосновными кислотами, например: Ba(HCO₃)₂, MgHPO₄. Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением

 

Ba(HCO₃)₂ = Ba²⁺ + 2HCO₃ ^–.

 

Основные соли (гидроксосоли) – помимо металла и кислотного остатка содержат гидроксильные группы ОН^–. Образуются только многокислотными основаниями, например: AlOHCl₂, Cr(OH)₂NO₃. Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением

 

AlOHCl₂ = AlOH⁺ + 2Cl^–.

Двойные соли образуются при действии на многоосновную кислоту двух различных оснований. Двойная соль содержит катионы двух металлов и анионы одной и той же кислоты, например:

 

K₂NaPO₄ ↔ 2K⁺ + Na⁺ + PO₄^3–;

KAl(SO₄)₂ ↔ K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2–.

Комплексные соли – это вещества, в состав которых входят сложные ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки), способные отщепляться при диссоциации, например:

 

K₄[Fe(CN)₆] ↔ 4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4–;

[Ag(NH₃)₂]Cl ↔ [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^–.

В большинстве комплексных соединений различают внутреннюю и внешнюю сферы. Например, в К₂[BeF₄] и [Zn(NH₃)₄]Cl₂ внутреннюю сферу составляют группировки атомов в квадратных скобках [BeF₄]^2– и [Zn(NH₃)₄]²⁺, а внешнюю сферу, соответственно, ионы К⁺ и Сl^–. Центральный атом (ион) внутренней сферы называется комплексообразователем, а координированные вокруг него молекулы (ионы) – лигандами.

Гидратные соли – это соли, содержащие молекулы кристаллизационной воды, например: Na₂SO₄ · 10H₂O.

Номенклатура солейобразуется по следующим правилам:

1. Название средней соли образуется из названия аниона (кислотного остатка) в именительном падеже и катиона (металла или основания) в родительном падеже. Если металл проявляет переменную степень окисления, то после названия катиона указывают римскими цифрами в скобках степень его окисления, например: NaCl – хлорид натрия, FeS– сульфид железа (II).

2. Названия кислых солей образуются добавлением к названию аниона приставки гидро-,например: KНSO₄ – гидросульфат калия, Ca(H₂PO₄)₂ – дигидрофосфат кальция.

3. Названия основных солей образуются добавлением к названию катиона приставки гидроксо-, например: AlOHSO₄ – сульфат гидроксоалюминия, Al(OH)₂Cl – хлорид дигидроксоалюминия.

4. Названия двойных солей образуются из названия аниона (кислотного остатка) в именительном падеже и катионов (металла или основания) в родительном падеже в алфавитном порядке, например: KAl(SO₄)₂ – сульфат алюминия-калия.

5. Название комплексного иона начинается с указания лигандов и заканчивается названием металла (комплексообразователя) с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках). В названиях комплексных катионов используют русский корень названия металла, например: [Cu(NH₃)₄]Cl₂ – хлорид тетраамминмеди (II),[Ag(NH₃)₂]₂SO₄ – сульфат диамминсеребра (I). При образовании названия комплексных анаионов применяют латинский корень названия металла с суффиксом - ат, например: K[Al(OH)4] – тетрагидроксиалюминат калия, K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (II) калия.

6. Названия гидратных солей образуются чаще всего, начиная с численной приставки к слову гидрат,далее следует название средней соли в родительном падеже, например: СaCl₂ · 2H₂O – дигидрат хлорида кальция.

Химические свойства солей

 

1. Соли взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Условиями протекания реакций являются:

– образование осадка или газа;

– сильная кислота вытесняет слабую из ее соли в соответствии с рядом уменьшения силы кислот (см. прил. 3), например:

 

2KNO₃ + H₂SO₄ = 2HNO₃ + K₂SO₄;

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + HCl.

 

2. Соли взаимодействуют с растворимыми основаниями с образованием новой соли и нового основания (условие: образование осадка), например:

 

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄↓ + 2NaOH.

 

3. Соли взаимодействуют с другими солями с образованием двух новых солей (условие: образование осадка), например:

Na₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = BaSO₄↓ + 2NaNO₃.

 

4. Соли взаимодействуют с металлами с образованием новой соли и нового металла (условие: новый металл в ряду стандартных электродных потенциалов стоит ближе к началу ряда, чем исходный металл), например:

 

CuSO₄ + Mg = MgSO₄ + Cu;

NaCl + Mg ≠.

Получение кислых солей

1. Взаимодействием основания с избытком кислоты, например:

 

NaOH + H₂CO₃ = NaHCO₃ + H₂O.

 

2. Взаимодействием средней соли с избытком кислоты, например:

 

Na₂SO₄ + H₂SO₄ = 2NaHSO₄.

Получение основных солей

1. Взаимодействием кислоты с избытком основания, например:

 

H₂SO₄ + 2Са(ОН)₂ = (СаOH)₂SO₄ + 2H₂O.

 

2. Взаимодействием средней соли с избытком основания, например:

 

CuSO₄ + 2NaOH = (CuOH)₂SO₄ + Na₂SO₄.

Перевод кислых (основных) солей в среднюю соль

 

1. Взаимодействием кислойсоли с основанием, например:

 

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O.

 

2. Взаимодействием основнойсоли с кислотой, например:

 

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = 2CuSO₄ + 2H₂O.

 

Основные газовые законы

 

Количественные расчеты между веществами, находящимися в газообразном состоянии, удобнее производить не по массе, а по объему. Наиболее важными законами газового состояния являются законы Авогадро, Менделеева-Клапейрона и Дальтона.

Закон Авогадро: в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул. Это означает, что одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых физических условиях один и тот же объем. Из закона Авогадро вытекает два важных следствия:

Следствие 1: при одинаковых физических условиях (то есть Р,Т = const) 1 моль любого газа занимает один и тот же объем, который называют молярным объемом V_M. При нормальных условиях (н.у.) – давление 101,325 кПа (1 атм или 760 мм рт. ст.), температура 273 К (0 °С) – этот объем равен V = 22,4 дм³/моль;

Следствие 2: отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс:

, (3)

где m₁, m₂ – массы газов, г; M₁, M₂ – молярные массы газов, г/моль. Отношение называется относительной плотностью первого газа по второму D . Тогда из формулы (3) следует, что

M₁ = M₂ × D . (4)

Зависимость между количеством идеального газа, его объемом, давлением и температурой можно выразить равенством, которое отражает закон Менделеева-Клапейрона:

, (5)

где = n, моль; P – давление, Па; V – объем, м³; R = 8,314 - универсальная газовая постоянная; T – температура, К.

Если газообразная фаза представляет собой смесь нескольких газов, химически не взаимодействующих друг с другом, то общее давление такой смеси Р можно определить по закону Дальтона:

Р = Р₁ + Р₂ + Р₃ + …, (6)

где Р – общее давление; Р₁, Р₂, Р₃ … - парциальные давления газов 1, 2, 3 ….

Парциальным давлением газа Р_i в смеси называется давление, которое производил бы этот газ, если бы при тех же физических условиях он занимал объем всей газовой смеси. Его можно рассчитать по формулам:

Р_i = , (7)

P_i = x_i × P, (8)

где n_i – число моль i -го газа в смеси; – мольная доля i- го газа в смеси.

 

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: