Cu oh основание. Получение и свойства оснований
Один из классов сложных неорганических веществ - основания. Это соединения, включающие атомы металла и гидроксильную группу, которая может отщепляться при взаимодействии с другими веществами.
Строение
Основания могут содержать одну или несколько гидроксо-групп. Общая формула оснований - Ме(ОН) х. Атом металла всегда один, а количество гидроксильных групп зависит от валентности металла. При этом валентность группы ОН всегда I. Например, в соединении NaOH валентность натрия равна I, следовательно, присутствует одна гидроксильная группа. В основании Mg(OH) 2 валентность магния - II, Al(OH) 3 валентность алюминия - III.
Количество гидроксильных групп может меняться в соединениях с металлами с переменной валентностью. Например, Fe(OH) 2 и Fe(OH) 3 . В таких случаях валентность указывается в скобках после названия - гидроксид железа (II), гидроксид железа (III).
Физические свойства
Характеристика и активность основания зависит от металла. Большинство оснований - твёрдые вещества белого цвета без запаха. Однако некоторые металлы придают веществу характерную окраску. Например, CuOH имеет жёлтый цвет, Ni(OH) 2 - светло-зелёный, Fe(OH) 3 - красно-коричневый.
Рис. 1. Щёлочи в твёрдом состоянии.
Виды
Основания классифицируются по двум признакам:
- по количеству групп ОН - однокислотные и многокислотные;
- по растворимости в воде - щёлочи (растворимые) и нерастворимые.
Щёлочи образуются щелочными металлами - литием (Li), натрием (Na), калием (K), рубидием (Rb) и цезием (Cs). Кроме того, к активным металлам, образующим щёлочи, относят щелочноземельные металлы - кальций (Ca), стронций (Sr) и барий (Ba).
Эти элементы образуют следующие основания:
- LiOH;
- NaOH;
- RbOH;
- CsOH;
- Ca(OH) 2 ;
- Sr(OH) 2 ;
- Ba(OH) 2 .
Все остальные основания, например, Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Al(OH) 3 , относятся к нерастворимым.
По-другому щёлочи называются сильными основаниями, а нерастворимые - слабыми основаниями. При электролитической диссоциации щёлочи быстро отдают гидроксильную группу и быстрее вступают в реакцию с другими веществами. Нерастворимые или слабые основания менее активные, т.к. не отдают гидроксильную группу.
Рис. 2. Классификация оснований.
Особое место в систематизации неорганических веществ занимают амфотерные гидроксиды. Они взаимодействуют и с кислотами, и с основаниями, т.е. в зависимости от условий ведут себя как щёлочь или как кислота. К ним относятся Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 и другие основания.
Получение
Основания получают различными способами. Самый простой - взаимодействие металла с водой:
Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 .
Щёлочи получают в результате взаимодействия оксида с водой:
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.
Нерастворимые основания получаются в результате взаимодействия щелочей с солями:
CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4 .
Химические свойства
Основные химические свойства оснований описаны в таблице.
Реакции |
Что образуется |
Примеры |
С кислотами |
Соль и вода. Нерастворимые основания взаимодействуют только с растворимыми кислотами |
Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 +2H 2 O |
Разложение при высокой температуре |
Оксид металла и вода |
2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O |
С кислотными оксидами (реагируют щёлочи) |
NaOH + CO 2 → NaHCO 3 |
|
С неметаллами (вступают щёлочи) |
Соль и водород |
2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 +H 2 |
Обмена с солями |
Гидроксид и соль |
Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓ |
Щелочей с некоторыми металлами |
Сложная соль и водород |
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 |
С помощью индикатора проводится тест на определение класса основания. При взаимодействии с основанием лакмус становится синим, фенолфталеин - малиновым, метилоранж - жёлтым.
Рис. 3. Реакция индикаторов на основания.
Что мы узнали?
Из урока 8 класса химии узнали об особенностях, классификации и взаимодействии оснований с другими веществами. Основания - сложные вещества, состоящие из металла и гидроксильной группы ОН. Они делятся на растворимые или щёлочи и нерастворимые. Щёлочи - более агрессивные основания, быстро реагирующие с другими веществами. Основания получают при взаимодействии металла или оксида металла с водой, а также в результате реакции соли и щёлочи. Основания реагируют с кислотами, оксидами, солями, металлами и неметаллами, а также разлагаются при высокой температуре.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.5 . Всего получено оценок: 135.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Гидроксидами называются сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами.
Большинство оснований - твердые вещества с различной растворимостью в воде. Гидроксид меди (II) голубого цвета (рис. 1), гидроксид железа (III) бурого, большинство других белого цвета.
Рис. 1. Гидроксид меди (II). Внешний вид.
Получение гидроксидов
Растворимые основания (щелочи) в лаборатории можно получить при взаимодействии активных металлов и их оксидов с водой:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 .
Щелочи гидроксид натрия и гидроксид кальция получают электролизом водных растворов хлорида натрия и хлорида калия.
Нерастворимые в воде основания получают по реакции солей с щелочами в водных растворах:
FeCl 3 + 3NaOH aq = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl.
Химические свойства гидроксидов
Растворимые и нерастворимые основания имеют общее свойства: они реагируют с кислотами с образованием солей и воды (реакция нейтрализации):
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O.
Растворы щелочей изменяют цвет некоторых веществ - лакмуса, фенолфталеина и метилового оранжевого, называемых индикаторами (табл. 1).
Таблица 1. Изменение цвета индикаторов под воздействием растворов кислот и оснований.
Кроме общего свойства, щелочи и нерастворимые в воде основания обладают также специфическими. Например, при нагревании голубого осадка гидроксида меди (II) образуется вещество черного цвета - это оксид меди (II):
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Щелочи, в отличие от нерастворимых оснований, при нагревании обычно не разлагаются. Их растворы действуют на индикаторы, разъедают органические вещества, реагируют с растворами солей (если в их состав входит металл, способный образовать нерастворимое основание) и кислотными оксидами:
Fe 2 (SO 4) 3 + 6KOH = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3K 2 SO 4 ;
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
Применение гидроксидов
Гидроксиды находят широкое применение в промышленности и быту. Например, большое значение имеет гидроксид кальция. Это белый рыхлый порошок. При смешивании его с водой образуется так называемое известковое молоко. Так как гидроксид кальция немного растворяется в воде, то после отфильтровывания известкового молока получается прозрачный раствор - известковая вода, которая мутнеет при пропускании через неё диокисда углерода. Гашеную известь применяют дляприготовления бордосской смеси -средства борьбы с болезнями и вредителями растений. Известковое молоко широко используют в химической промышленности, например при производстве сахара, соды и других веществ.
Гидроксид натрия применяют для очистки нефти, производства мыла, в текстильной промышленности. Гидроксид калия и гидроксид лития используют в аккумуляторах.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | В одном из гидроксидов олова массовая доля элементов равна: олова - 63,6%; кислорода - 34,2%; водорода - 2,2%. Определите формулу этого гидроксида. |
Решение | Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (олово), «у» (кислород) и «z» (водород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y:z = ω(Sn)/Ar(Sn) : ω(O)/Ar(O) : ω(H)/Ar(H); x:y:z = 63,6/119: 34,2/16: 2,1/1; x:y:z = 0,53: 2,14: 2,1 = 1: 4: 4. Значит формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH) 4 . |
Ответ | Формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH) 4 |
ПРИМЕР 2
Задание | Определите массовую долю гидроксида бария в растворе, полученном при смешивании воды массой 50 г и оксида бария массой 1,2 г. |
Решение | Массовая доля вещества Х в растворе рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = m(X) / m solution × 100%. Масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя: m solution = m(H 2 O) + m(BaO) = 50 + 1,2 = 51,2 г. Запишем уравнение реакции получения гидроксида бария: BaO + H 2 O = Ba(OH) 2 . Рассчитаем количества моль исходных веществ: n(H 2 O) = m(H 2 O) / M(H 2 O); M(H 2 O) = 18 г/моль; n(H 2 O) = 50 / 18 = 2,8 моль. n(BaO) = m(BaO) / M(BaO); M(BaO) = 153 г/моль; n(BaO) = 1,2 / 153 = 0,008 моль. Расчет ведем по соединению, находящемуся в недостатке (оксид бария). Согласно уравнению n(BaO) :n(Ba(OH) 2) = 1:1, т.е. n(Ba(OH) 2) = n(BaO) = 1,04 моль. Тогда масса образовавшегося гидроксида бария будет равна: m(Ba(OH) 2) = n(Ba(OH) 2) × M(Ba(OH) 2); M(Ba(OH) 2) = 171 г/моль; m(Ba(OH) 2) = 0,008 ×171 = 1,368 г. Найдем массовую долю гидроксида бария в растворе: ω (Ba(OH) 2) = 1,368 / 51,2 × 100% = 2,67%. |
Ответ | Массовая доля гидроксида бария равна 2,67% |
Разделение оснований на группы по различным признакам представлено в таблице 11.
Таблица 11
Классификация оснований
Все основания, кроме раствора аммиака в воде, представляют собой твёрдые вещества, имеющие различную окраску. Например, гидроксид кальция Са(ОН) 2 белого цвета, гидроксид меди (II) Сu(ОН) 2 голубого цвета, гидроксид никеля (II) Ni(OH) 2 зелёного цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 красно-бурого цвета и т. д.
Водный раствор аммиака NH 3 Н 2 O, в отличие от других оснований, содержит не катионы металла, а сложный однозарядный катион аммония NH - 4 и существует только в растворе (этот раствор вам известен под названием нашатырного спирта). Он легко разлагается на аммиак и воду:
Однако, какими бы разными ни были основания, все они состоят из ионов металла и гидроксогрупп, число которых равно степени окисления металла.
Все основания, и в первую очередь щёлочи (сильные электролиты), образуют при диссоциации гидроксид-ионы ОН - , которые и обусловливают ряд общих свойств: мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов (лакмуса, метилового оранжевого и фенолфталеина), взаимодействие с другими веществами.
Типичные реакции оснований
Первая реакция (универсальная) была рассмотрена в § 38.
Лабораторный опыт № 23
Взаимодействие щелочей с кислотами
-
Запишите два молекулярных уравнения реакций, сущность которых выражается следующим ионным уравнением:
H + + ОН - = Н 2 O.
Проведите реакции, уравнения которых вы составили. Вспомните, какие вещества (кроме кислоты и щёлочи) необходимы для наблюдения за этими химическими реакциями.
Вторая реакция протекает между щелочами и оксидами неметаллов, которым соответствуют кислоты, например,
Соответствует
и т.д.
При взаимодействии оксидов с основаниями образуются соли соответствующих кислот и вода:
Рис. 141.
Взаимодействие щёлочи с оксидом неметалла
Лабораторный опыт № 24
Взаимодействие щелочей с оксидами неметаллов
Повторите опыт, который вы проделывали раньше. В пробирку налейте 2-3 мл прозрачного раствора известковой воды.
Поместите в неё соломинку для сока, которая выполняет роль газоотводной трубки. Осторожно пропускайте через раствор выдыхаемый воздух. Что наблюдаете?
Запишите молекулярное и ионное уравнения реакции.
Рис. 142.
Взаимодействие щелочей с солями:
а - с образованием осадка; б - с образованием газа
Третья реакция является типичной реакцией ионного обмена и протекает только в том случае, если в результате образуется осадок или выделяется газ, например:
Лабораторный опыт № 25
Взаимодействие щелочей с солями
-
В трёх пробирках слейте попарно по 1-2 мл растворов веществ: 1-я пробирка - гидроксида натрия и хлорида аммония; 2-я пробирка - гидроксида калия и сульфата железа (III); 3-я пробирка - гидроксида натрия и хлорида бария.
Нагрейте содержимое 1-й пробирки и определите по запаху один из продуктов реакции.
Сформулируйте вывод о возможности взаимодействия щелочей с солями.
Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например:
Fe(OH) 2 = FeO + Н 2 O.
Лабораторный опыт № 26
Получение и свойства нерастворимых оснований
В две пробирки налейте по 1 мл раствора сульфата или хлорида меди (II). В каждую пробирку добавьте по 3-4 капли раствора гидроксида натрия. Опишите образовавшийся гидроксид меди (II).
Примечание . Оставьте пробирки с полученным гидроксидом меди (II) для проведения следующих опытов.
Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции».
Добавьте в одну из пробирок с полученным в предыдущем опыте гидроксидом меди (II) 1-2 мл соляной кислоты. Что наблюдаете?
Используя пипетку, поместите 1-2 капли полученного раствора на стеклянную или фарфоровую пластину и, используя тигельные щипцы, осторожно выпарьте его. Рассмотрите образующиеся кристаллы. Отметьте их цвет.
Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «участие катализатора» и «обратимость химической реакции».
Нагрейте одну из пробирок с полученным ранее или выданным учителем гидроксидом меди () (рис. 143). Что наблюдаете?
Рис. 143.
Разложение гидроксида меди (II) при нагревании
Составьте уравнение проведённой реакции, укажите условие её протекания и тип реакции по признакам «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «выделение или поглощение теплоты» и «обратимость химической реакции».
Ключевые слова и словосочетания
- Классификация оснований.
- Типичные свойства оснований: взаимодействие их с кислотами, оксидами неметаллов, солями.
- Типичное свойство нерастворимых оснований: разложение при нагревании.
- Условия протекания типичных реакций оснований.
Работа с компьютером
- Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
- Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.
Вопросы и задания
1. Основание + кислота соль + вода
КОН
+ HCl
KCl + H 2 O.
2.
Основание + кислотный оксид
соль + вода
2KOH
+ SO 2
K 2 SO 3
+ H 2 O.
3.
Щелочь + амфотерный оксид/гидроксид
соль
+ вода
2NaOH (тв)
+ Al 2 O 3
2NaAlO 2
+ H 2 O;
NaOH (тв)
+ Al(OH) 3
NaAlO 2
+ 2H 2 O.
Реакция обмена между основанием и солью протекает только в растворе (и основание, и соль должны быть растворимы) и только в том случае, если хотя бы один из продуктов – осадок или слабый электролит (NH 4 OH, H 2 O)
Ba(OH) 2
+ Na 2 SO 4
BaSO 4 +
2NaOH;
Ba(OH) 2
+ NH 4 Cl
BaCl 2
+ NH 4 OH.
Термостойки только основания щелочных металлов за исключением LiOH
Ca(OH) 2
CaO
+ H 2 O;
NaOH ;
NH 4 OH
NH 3
+ H 2 O.
2NaOH (тв)
+ Zn
Na 2 ZnO 2
+ H 2 .
КИСЛОТЫ
Кислотами с позиции ТЭД называются сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием иона водорода Н + .
Классификация кислот
1. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4), трехосновные (H 3 PO 4).
2. По составу кислоты делят на бескислородные (HCl, H 2 S) и кислородсодержащие (HClO 4, HNO 3).
3. По способности кислот диссоциировать в водных растворах их делят на слабые и сильные . Молекулы сильных кислот в водных растворах распадаются на ионы полностью и их диссоциация необратима.
Например,
HCl
H +
+ Cl - ;
H 2 SO 4
H +
+ HSO.
Слабые кислоты диссоциируют обратимо, т.е. их молекулы в водных растворах распадаются на ионы частично, а многоосновные - ступенчато.
СН 3 СООН
СН 3 СОО -
+ Н + ;
1)
H 2 S
HS -
+
H + ,
2)
HS -
H +
+ S 2- .
Часть молекулы кислоты без одного или нескольких ионов водорода Н + называется кислотным остатком . Заряд кислотного остатка всегда отрицательный и определяется числом ионов Н + , отнятых от молекулы кислоты. Например, ортофосфорная кислота H 3 PO 4 может образовать три кислотных остатка: H 2 PO- дигидрофосфат-ион, HPO- гидрофосфат-ион, PO- фосфат-ион.
Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN - - циан) окончание - водородная: HCl – хлороводородная кислота (соляная кислота), H 2 S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота (синильная кислота).
Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «…ная» или «…овая», например, H 2 SO 4 – серная кислота, H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «…ная» (HClO 4 – хлорная кислота), «…оватая» (HClO 3 – хлорноватая кислота), «…истая» (HClO 2 – хлористая кислота), «…оватистая» (HClO- хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающей низшей степени окисления элемента, получает окончание «…истая» (HNO 3 – азотная кислота, HNO 2 – азотистая кислота).
Одному и тому же кислотному оксиду (например, Р 2 О 5) могут соответствовать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO 3 и H 3 PO 4). В подобных случаях к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода в молекуле, добавляется приставка «мета…», а к названию кислоты, содержащей в молекуле наибольшее число атомов кислорода – приставка «орто…» (HPO 3 – метафосфорная кислота, H 3 PO 4 – ортофосфорная кислота).
Если же молекула кислоты содержит несколько атомов кислотообразующего элемента, то к ее названию добавляется числительная приставка, например, Н 4 Р 2 О 7 – дву фосфорная кислота, Н 2 В 4 О 7 – четырех борная кислота.
Н 2 SO 5 H 2 S 2 O 8
S H – O – S –O – O – S – O - H
H - O - O O O O
Пероксосерная кислота Пероксодвусерная кислота
Химические свойства кислот
HF
+ KOH
KF + H 2 O.
H 2 SO 4
+ CuO
CuSO 4
+ H 2 O.
2HCl
+ BeO
BeCl 2
+ H 2 O.
Кислоты взаимодействуют с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая (летучая) по сравнению с исходной кислота
H 2 SO 4
+ BaCl 2
BaSO 4
+2HCl;
2HNO 3
+ Na 2 CO 3
2NaNO 3
+ H 2 O
+
CO 2 .
Н 2 СО 3
Н 2 О
+ СО 2 .
H 2 SO 4(разб)
+ Fe
FeSO 4
+ H 2 ;
HCl + Cu .
На рисунке 2 показано взаимодействие кислот с металлами.
КИСЛОТА - ОКИСЛИТЕЛЬ
Металл в ряду напряжения после Н 2
+реакция не идет
Металл в ряду напряжения до Н 2
+
соль металла
+ Н 2
в min степени
H 2 SO 4 концентриро-
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
окисления (с.о.)+
реакция
не идет
/Mq/Zn
от условий
Сульфат металла в max с.о.
+
+ +
Металл (остальные)
+
+
+
HNO 3 концентриро-
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+
реакция не идет
Металл щелочной/ щелочноземельный
Нитрат металла в max с.о.
Металл
(остальные; Al,Cr, Fe, Co, Ni при
нагревании)
+
HNO 3 разбавленная
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+
реакция
не идет
Металл щелочной/ щелочноземельный
NH 3 (NH 4 NO 3)
Нитратметал
ла в max с.о.
+
+
Металл (остальные в ярду напряжений до Н 2)
NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)
от условий
+
Металл (остальные в ряду напряжений после Н 2)
Рис.2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ С МЕТАЛЛАМИ
СОЛИ
Соли – это сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положителльно заряженных ионов (катионов – основных остатков), за исключением ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов (анионов – кислотных остатков), отличных от гидрокисид – ионов.
а) получение оснований .
1) Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:
CuSO 4 + 2 КОН = Сu(ОН) 2 + K 2 SO 4 ,
К 2 СО 3 + Ва(ОН) 2 = 2КОН + ВаСО 3 .
При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.
2) Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + H 2 ,
SrO + H 2 O = Sr(OH) 2 .
3) Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:
б) химические свойства оснований .
1) Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = СuSО 4 + 2 H 2 O .
2) Выше было показано, как щелочи взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами.
3) При взаимодействии щелочей с растворимыми солями образуется новая соль и новое основание. Такая реакция идет до конца только в том случае, когда хотя бы одно из полученных веществ выпадает в осадок.
FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3 + 3 KCl
4) При нагревании большинство оснований, за исключением гидроксидов щелочных металлов, разлагаются на соответствующий оксид и воду:
2 Fе(ОН) 3 = Fе 2 О 3 + 3 Н 2 О,
Са(ОН) 2 = СаО + Н 2 О.
КИСЛОТЫ – сложные вещества, молекулы которых состоят из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка. Состав кислот может быть выражен общей формулой Н х А, где А – кислотный остаток. Атомы водорода в кислотах способны замещаться или обмениваться на атомы металлов, при этом образуются соли.
Если кислота содержит один такой атом водорода, то это одноосновная кислота (HCl - соляная, HNO 3 - азотная, HСlO - хлорноватистая, CH 3 COOH - уксусная); два атома водорода - двухосновные кислоты: H 2 SO 4 – серная, H 2 S - сероводородная; три атома водорода - трехосновные: H 3 PO 4 – ортофосфорная, H 3 AsO 4 – ортомышьяковая.
В зависимости от состава кислотного остатка кислоты подразделяют на бескислородные (H 2 S, HBr, HI) и кислородсодержащие (H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CrO 4). В молекулах кислородсодержащих кислот атомы водорода связаны через кислород с центральным атомом: Н – О – Э. Названия бескислородных кислот образуются из корня русского названия неметалла, соединительной гласной -о - и слова «водородная» (H 2 S – сероводородная). Названия кислородсодержащим кислотам дают так: если неметалл (реже металл), входящий в состав кислотного остатка, находится в высшей степени окисления, то к корню русского названия элемента добавляют суффиксы -н- , -ев-, или -ов- и далее окончание -ая- (H 2 SO 4 – серная, H 2 CrO 4 - хромовая). Если степень окисления центрального атома ниже, то используется суффикс -ист- (H 2 SO 3 – сернистая). Если неметалл образует ряд кислот, используют и другие суффиксы (HClO – хлорноватист ая, HClO 2 – хлорист ая, HClO 3 – хлорноват ая, HClO 4 – хлорн ая).
С
точки зрения теории электролитической
диссоциации, кислоты – электролиты,
диссоциирующие в водном растворе с
образованием в качестве катионов только
ионов водорода:
Н х А хН + +А х-
Наличием Н + -ионов обусловлено изменение окраски индикаторов в растворах кислот: лакмус (красный), метилоранж (розовый).
Получение и свойства кислот
а) получение кислот .
1) Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом и последующим растворением соответствующих газов в воде:
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:
ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаSО 4 + 2 HBr ,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,
FeS+ H 2 SO 4 (paзб.) = H 2 S + FeSO 4 ,
NaCl (тв.)+ Н 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 ,
AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3 ,
4) В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:
3Р + 5НNО 3 + 2Н 2 О = 3Н 3 РO 4 + 5NO
б) химические свойства кислот .
1) Кислоты взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом практически нерастворимые кислоты (H 2 SiO 3 , H 3 BO 3) могут реагировать только с растворимыми щелочами.
H 2 SiO 3 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +2H 2 O
2) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами рассмотрено выше.
3) Взаимодействие кислот с солями – это обменная реакция с образованием соли и воды. Эта реакция идет до конца, если продуктом реакции является нерастворимое или летучее вещество, либо слабый электролит.
Ni 2 SiO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 SiO 3
Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +H 2 O+CO 2
4) Взаимодействие кислот с металлами – окислительно-восстановительный процесс. Восстановитель – металл, окислитель – ионы водорода (кислоты-неокислители: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4(разбавл), H 3 PO 4) или анион кислотного остатка (кислоты-окислители: H 2 SO 4(конц) , HNO 3(конц и разб)). Продуктами реакции взаимодействия кислот-неокислителей с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, являются соль и газообразный водород:
Zn+H 2 SO 4(разб) =ZnSO 4 +H 2
Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2
Кислоты окислители взаимодействуют почти со всеми металлами, включая и малоактивные (Cu, Hg, Ag), при этом образуются продукты восстановления аниона кислоты, соль и вода:
Сu + 2Н 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O,
Рb + 4НNО 3(конц) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2Н 2 O
АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ проявляют кислотно-основную двойственность: с кислотами они реагируют как основания:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,
а с основаниями – как кислоты:
Cr(OH) 3 + NaOH = Na (реакция протекает в растворе щелочи);
Сr(OH) 3 +NaOH =NaCrO 2 +2H 2 O (реакция протекает между твердыми веществами при сплавлении).
С сильными кислотами и основаниями амфотерные гидроксиды образуют соли.
Как и другие нерастворимые гидроксиды, амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании на оксид и воду:
Be(OH) 2 = BeO+H 2 O.
СОЛИ – ионные соединения, состоящие из катионов металлов (или аммония) и анионов кислотных остатков. Любую соль можно рассматривать как продукт реакции нейтрализации основания кислотой. В зависимости от того, в каком соотношении взяты кислота и основание, получаются соли: средние (ZnSO 4 , MgCl 2) – продукт полной нейтрализации основания кислотой, кислые (NaHCO 3 , KH 2 PO 4) – при избытке кислоты, основные (CuOHCl, AlOHSO 4) – при избытке основания.
Названия солей по международной номенклатуре образуют из двух слов: названия аниона кислоты в именительном падеже и катиона металла в родительном с указанием степени его окисления, если она переменная, римской цифрой в скобках. Например: Cr 2 (SO 4) 3 – сульфат хрома (III), AlCl 3 – хлорид алюминия. Названия кислых солей образуют добавлением слова гидро- или дигидро- (в зависимости от числа атомов водорода в гидроанионе): Ca(HCO 3) 2 – гидрокарбонат кальция, NaH 2 PO 4 - дигидрофосфат натрия. Названия основных солей образуют добавлением слова гидроксо- или дигидроксо- : (AlOH)Cl 2 – гидроксохлорид алюминия, 2 SO 4 - дигидроксосульфат хрома(III).
Получение и свойства солей
а) химические свойства солей .
1) Взаимодействие солей с металлами – окислительно-восстановительный процесс. При этом металл, стоящий левее в электрохимическом ряду напряжений, вытесняет последующие из растворов их солей:
Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu
Щелочные и щелочноземельные металлы не используют для восстановления других металлов из водных растворов их солей, поскольку они взаимодействуют с водой, вытесняя водород:
2Na+2H 2 O=H 2 +2NaOH.
2) Взаимодействие солей с кислотами и щелочами было рассмотрено выше.
3) Взаимодействие солей между собой в растворе протекают необратимо лишь в том случае, если один из продуктов – малорастворимое вещество:
BaCl 2 +Na 2 SO 4 =BaSO 4 +2NaCl.
4) Гидролиз солей - обменное разложение некоторых солей водой. Гидролиз солей будет подробно рассмотрен в теме «электролитическая диссоциация».
б) способы получения солей .
В лабораторной практике обычно используют следующие способы получения солей, основанные на химических свойствах различных классов соединений и простых веществ:
1) Взаимодействие металлов с неметаллами:
Cu+Cl 2 =CuCl 2 ,
2) Взаимодействие металлов с растворами солей:
Fe+CuCl 2 =FeCl 2 +Cu.
3) Взаимодействие металлов с кислотами:
Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .
4) Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами:
3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O.
5) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами:
2HNO 3 +CuO=Cu(NO 3) 2 +2H 2 O.
6) Взаимодействие кислот с солями:
HCl+AgNO 3 =AgCl+HNO 3 .
7) Взаимодействие щелочей с солями в растворе:
3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.
8) Взаимодействие двух солей в растворе:
NaCl+AgNO 3 =NaNO 3 +AgCl.
9) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:
Ca(OH) 2 +CO 2 =CaCO 3 +H 2 O.
10) Взаимодействие оксидов различного характера друг с другом:
CaO+CO 2 =CaCO 3 .
Соли встречаются в природе в виде минералов и горных пород, в растворенном состоянии в воде океанов и морей.