Toate bazele chimice. Acizi și baze

Știința chimică modernă reprezintă multe ramuri diferite și fiecare dintre ele, pe lângă baza sa teoretică, are o mare valoare aplicată, practic. Orice ai atinge, există produse peste tot producție chimică. Secțiunile principale sunt anorganice și chimie organică. Să luăm în considerare ce clase principale de substanțe sunt clasificate ca anorganice și ce proprietăți au acestea.

Principalele categorii de compuși anorganici

Acestea includ următoarele:

1. Oxizi.
2. Sare.
3. Terenuri.
4. Acizi.

Fiecare dintre clase este reprezentată de o mare varietate de compuși de natură anorganică și este importantă în aproape orice structură a activității economice și industriale umane. Toate proprietățile principale caracteristice acestor compuși, apariția lor în natură și producerea lor sunt studiate într-un curs școlar de chimie fără greșeală, în clasele 8-11.

Există un tabel general de oxizi, săruri, baze, acizi, care prezintă exemple ale fiecărei substanțe și starea lor de agregare și apariție în natură. De asemenea, arată interacțiuni care descriu proprietăți chimice. Cu toate acestea, vom analiza fiecare dintre clase separat și mai detaliat.

Grup de compuși - oxizi

4. Reacții în urma cărora elementele modifică CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Apa reactivă: formarea de acizi (excepție SiO 2 )

CO + apă = acid

2. Reacții cu baze:

CO2 + 2CsOH = Cs2CO3 + H2O

3. Reacții cu oxizi bazici: formare de sare

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Reacții OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Ele prezintă proprietăți duble și interacționează conform principiului metodei acido-bazice (cu acizi, alcalii, oxizi bazici, oxizi acizi). Nu interacționează cu apa.

1. Cu acizi: formare de săruri și apă

AO + acid = sare + H2O

2. Cu baze (alcaline): formarea de complexe hidroxo

Al2O3 + LiOH + apă = Li

3. Reacţii cu oxizi acizi: obţinerea sărurilor

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reacții cu OO: formare de săruri, fuziune

MnO + Rb 2 O = sare dublă Rb 2 MnO 2

5. Reacții de fuziune cu alcalii și carbonați de metale alcaline: formarea sărurilor

Al2O3 + 2LiOH = 2LiAlO2 + H2O

Fiecare oxid superior, format fie dintr-un metal, fie dintr-un nemetal, atunci când este dizolvat în apă, dă un acid sau alcali puternic.

Acizi organici si anorganici

În sensul clasic (pe baza pozițiilor ED - disociere electrolitică - Svante Arrhenius), acizii sunt compuși care se disociază în mediu apos în cationi H + și anioni ai reziduurilor acide An -. Cu toate acestea, astăzi acizii au fost, de asemenea, studiati pe larg în condiții anhidre, așa că există multe teorii diferite pentru hidroxizi.

Formulele empirice ale oxizilor, bazelor, acizilor, sărurilor constau numai din simboluri, elemente și indici care indică cantitatea lor în substanță. De exemplu, acizii anorganici sunt exprimați prin formula H + rest acid n-. Materia organică au o mapare teoretică diferită. Pe lângă cea empirică, puteți nota o formulă structurală completă și prescurtată pentru ele, care va reflecta nu numai compoziția și cantitatea moleculei, ci și ordinea atomilor, legătura lor între ei și principalul funcțional. grupa pentru acizi carboxilici -COOH.

În substanțele anorganice, toți acizii sunt împărțiți în două grupe:

• fără oxigen - HBr, HCN, HCL și altele;
• conţinând oxigen (oxoacizi) - HClO 3 şi tot ceea ce este oxigen.

Acizii anorganici sunt de asemenea clasificați după stabilitate (stabili sau stabili - totul cu excepția acizilor carbonici și sulfurosi, instabili sau instabili - acizii carbonici și sulfurosi). În ceea ce privește rezistența, acizii pot fi puternici: sulfuric, clorhidric, nitric, percloric și alții, precum și slabi: hidrogen sulfurat, hipocloroși și altele.

Chimia organică nu oferă aceeași varietate. Acizii care sunt de natură organică sunt clasificați ca acizi carboxilici. Lor caracteristică generală- prezenta grupei functionale -COOH. De exemplu, HCOOH (formic), CH 3 COOH (acetic), C 17 H 35 COOH (stearic) și altele.

Există o serie de acizi care sunt subliniați cu atenție atunci când luați în considerare acest subiect într-un curs de chimie școlar.

1. Solyanaya.
2. Azot.
3. Ortofosforic.
4. Bromhidric.
5. Cărbune.
6. Iodură de hidrogen.
7. Sulfuric.
8. Acetic sau etan.
9. Butan sau ulei.
10. Benzoin.

Acești 10 acizi din chimie sunt substanțe fundamentale ale clasei corespunzătoare atât în ​​cursul școlar, cât și în general în industrie și sinteze.

Proprietățile acizilor anorganici

Principalele proprietăți fizice includ, în primul rând, starea diferită de agregare. La urma urmei, există o serie de acizi care au formă de cristale sau pulberi (boric, ortofosforic) în condiții normale. Marea majoritate a acizilor anorganici cunoscuți sunt lichide diferite. Punctele de fierbere și de topire variază, de asemenea.

Acizii pot provoca arsuri grave deoarece au puterea de a distruge tesuturile organice si piele. Indicatorii sunt utilizați pentru a detecta acizi:

• metil portocală (în mediu normal - portocaliu, în acizi - roșu),
• turnesol (în neutru - violet, în acizi - roșu) sau altele.

Cele mai importante proprietăți chimice includ capacitatea de a interacționa atât cu substanțe simple, cât și cu cele complexe.

Când interacționează cu metalele, nu toți acizii reacționează în mod egal. Chimia (clasa a IX-a) la școală implică un studiu foarte superficial al unor astfel de reacții, cu toate acestea, chiar și la acest nivel sunt luate în considerare proprietățile specifice ale acidului azotic și sulfuric concentrat atunci când interacționează cu metalele.

Hidroxizi: baze alcaline, baze amfotere și insolubile

Oxizi, săruri, baze, acizi - toate aceste clase de substanțe au o natură chimică comună, explicată prin structură rețea cristalină, precum și influența reciprocă a atomilor în molecule. Cu toate acestea, dacă a fost posibil să se dea o definiție foarte specifică pentru oxizi, atunci acest lucru este mai dificil de făcut pentru acizi și baze.

La fel ca acizii, bazele, conform teoriei ED, sunt substanțe care se pot descompune într-o soluție apoasă în cationi metalici Me n+ și anioni ai grupelor hidroxil OH -.

• Solubile sau alcaline (baze puternice care schimbă culoarea indicatorilor). Formată din metale din grupele I și II. Exemplu: KOH, NaOH, LiOH (adică sunt luate în considerare doar elementele principalelor subgrupe);
• Puțin solubil sau insolubil (rezistență medie, nu schimbați culoarea indicatorilor). Exemplu: hidroxid de magneziu, fier (II), (III) și altele.
• Moleculare (baze slabe, în mediu apos se disociază reversibil în molecule ionice). Exemplu: N2H4, amine, amoniac.
• Hidroxizi amfoteri (prezintă proprietăți duble bazic-acide). Exemplu: beriliu, zinc și așa mai departe.

Fiecare grupă prezentată este studiată în cadrul cursului școlar de chimie din secțiunea „Fundamente”. Chimia în clasele 8-9 implică un studiu detaliat al alcalinelor și compușilor slab solubili.

Principalele proprietăți caracteristice ale bazelor

Toate alcalinele și compușii ușor solubili se găsesc în natură în stare solidă cristalină. În același timp, temperaturile lor de topire sunt de obicei scăzute, iar hidroxizii slab solubili se descompun atunci când sunt încălziți. Culoarea bazelor este diferită. Dacă alcalii alb, atunci cristalele de baze moleculare și slab solubile pot fi de culori foarte diferite. Solubilitatea majorității compușilor din această clasă poate fi vizualizată în tabel, care prezintă formulele oxizilor, bazelor, acizilor, sărurilor și arată solubilitatea acestora.

Alcaliile pot schimba culoarea indicatorilor după cum urmează: fenolftaleina - purpuriu, metil portocaliu - galben. Acest lucru este asigurat de prezența liberă a grupărilor hidroxo în soluție. De aceea bazele slab solubile nu dau o astfel de reacție.

Proprietățile chimice ale fiecărui grup de baze sunt diferite.

Acestea sunt majoritatea proprietăților chimice pe care le prezintă bazele. Chimia bazelor este destul de simplă și se supune legilor generale ale tuturor compuși anorganici.

Clasa de săruri anorganice. Clasificare, proprietăți fizice

Pe baza prevederilor ED, sărurile pot fi numite compuși anorganici care se disociază într-o soluție apoasă în cationi metalici Me +n și anioni ai reziduurilor acide An n-. Așa vă puteți imagina sărurile. Chimia oferă mai mult de o definiție, dar aceasta este cea mai exactă.

În plus, în funcție de natura lor chimică, toate sărurile sunt împărțite în:

• Acid (care conține un cation de hidrogen). Exemplu: NaHSO 4.
• Bazic (conținând o grupare hidroxo). Exemplu: MgOHNO3, FeOHCL2.
• Mediu (constă numai dintr-un cation metalic și un reziduu acid). Exemplu: NaCL, CaSO4.
• Dublu (include doi cationi metalici diferiți). Exemplu: NaAl(SO4)3.
• Complex (complexe hidroxo, complexe acvatice și altele). Exemplu: K 2.

Formulele sărurilor reflectă natura lor chimică și indică, de asemenea, compoziția calitativă și cantitativă a moleculei.

Oxizii, sărurile, bazele, acizii au proprietăți de solubilitate diferite, care pot fi vizualizate în tabelul corespunzător.

Dacă vorbim despre starea de agregare săruri, atunci trebuie să observați monotonia lor. Ele există numai în stări solide, cristaline sau pulverulente. Gama de culori este destul de variată. Soluțiile de săruri complexe, de regulă, au culori strălucitoare, saturate.

Interacțiuni chimice pentru clasa sărurilor medii

Au proprietăți chimice similare cu bazele, acizii și sărurile. Oxizii, așa cum am examinat deja, sunt oarecum diferiți de ei în acest factor.

În total, se pot distinge 4 tipuri principale de interacțiuni pentru sărurile medii.

I. Interacțiunea cu acizii (numai puternici din punctul de vedere al DE) cu formarea unei alte săruri și a unui acid slab:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reacții cu hidroxizi solubili producând săruri și baze insolubile:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sare solubilă + Cu(OH) 2 bază insolubilă

III. Reacția cu o altă sare solubilă pentru a forma o sare insolubilă și una solubilă:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reacții cu metale situate în EHRNM în stânga celui care formează sarea. În acest caz, metalul care reacționează nu ar trebui să interacționeze cu apa în condiții normale:

Mg + 2AgCL = MgCl2 + 2Ag

Acestea sunt principalele tipuri de interacțiuni care sunt caracteristice sărurilor medii. Formulele sărurilor complexe, bazice, duble și acide vorbesc de la sine despre specificul proprietăților chimice expuse.

Formulele de oxizi, baze, acizi, săruri reflectă esența chimică a tuturor reprezentanților acestor clase de compuși anorganici și, în plus, oferă o idee despre numele substanței și al acesteia. proprietăți fizice. Prin urmare, ar trebui să acordați atenție scrisului lor atenție deosebită. O mare varietate de compuși ne este oferită de știința în general uimitoare a chimiei. Oxizi, baze, acizi, săruri - aceasta este doar o parte din imensa diversitate.

a) obținerea de motive.

1) Metoda generală de preparare a bazelor este o reacție de schimb, cu ajutorul căreia se pot obține atât baze insolubile, cât și solubile:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu(OH) 2  + K 2 SO 4,

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 .

Când se obțin baze solubile prin această metodă, precipită o sare insolubilă.

2) Alcaliile pot fi obținute și prin reacția metalelor alcaline și alcalino-pământoase sau a oxizilor acestora cu apă:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2,

SrO + H20 = Sr(OH)2.

3) Alcaliile în tehnologie sunt obținute de obicei prin electroliza soluțiilor apoase de cloruri:

b)chimicproprietățile bazelor.

1) Cea mai caracteristică reacție a bazelor este interacțiunea lor cu acizii - reacția de neutralizare. Atât bazele alcaline, cât și bazele insolubile intră în el:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O,

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuS04 + 2H2O.

2) S-a arătat mai sus cum interacționează alcalii cu oxizii acizi și amfoteri.

3) Când alcalii interacționează cu sărurile solubile, se formează o nouă sare și o nouă bază. O astfel de reacție se finalizează numai atunci când cel puțin una dintre substanțele rezultate precipită.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3  + 3 KCl

4) Când sunt încălzite, majoritatea bazelor, cu excepția hidroxizilor de metale alcaline, se descompun în oxidul corespunzător și apă:

2 Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca(OH)2 = CaO + H2O.

ACIZI - substanțe complexe ale căror molecule constau din unul sau mai mulți atomi de hidrogen și un reziduu acid. Compoziția acizilor poate fi exprimată prin formula generală H x A, unde A este restul acid. Atomii de hidrogen din acizi pot fi înlocuiți sau schimbați cu atomi de metal, rezultând formarea de săruri.

Dacă un acid conține un astfel de atom de hidrogen, atunci este un acid monobazic (HCl - clorhidric, HNO 3 - azotic, HСlO - hipocloros, CH 3 COOH - acetic); doi atomi de hidrogen - acizi dibazici: H 2 SO 4 - sulfuric, H 2 S - hidrogen sulfurat; trei atomi de hidrogen sunt tribazici: H 3 PO 4 – ortofosforic, H 3 AsO 4 – ortoarsenic.

În funcție de compoziția reziduului acid, acizii sunt împărțiți în lipsiți de oxigen (H2S, HBr, HI) și care conțin oxigen (H3PO4, H2SO3, H2CrO4). În moleculele de acizi care conțin oxigen, atomii de hidrogen sunt legați prin oxigen de atomul central: H – O – E. Denumirile acizilor fără oxigen sunt formate din rădăcina numelui rusesc pentru un nemetal, vocala de legătură. - O- și cuvintele „hidrogen” (H 2 S – hidrogen sulfurat). Denumirile acizilor care conțin oxigen sunt date după cum urmează: dacă un nemetal (mai rar un metal) care face parte din reziduul de acid se află în cel mai înalt grad oxidare, apoi se adaugă sufixe la rădăcina numelui rusesc al elementului -n-, -ev-, sau - ov- iar apoi finalul -aya-(H2SO4 - sulf, H2CrO4 - crom). Dacă starea de oxidare a atomului central este mai mică, atunci se folosește sufixul -ist-(H 2 SO 3 – sulfuros). Dacă un nemetal formează un număr de acizi, se folosesc alte sufixe (HClO - clor ovatist aya, HClO 2 – clor ist aya, HClO 3 – clor ovat aya, HClO 4 – clor n aya).

CU
Din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice, acizii sunt electroliți care se disociază într-o soluție apoasă pentru a forma numai ioni de hidrogen sub formă de cationi:

N x A xN + +A x-

Prezența ionilor de H + determină schimbarea culorii indicatorilor în soluțiile acide: turnesol (roșu), portocaliu de metil (roz).

Prepararea și proprietățile acizilor

O) producerea de acizi.

1) Acizii fără oxigen pot fi obținuți prin combinarea directă a nemetalelor cu hidrogenul și apoi dizolvarea gazelor corespunzătoare în apă:

2) Acizii care conțin oxigen pot fi obținuți adesea prin reacția oxizilor acizi cu apă.

3) Atât acizii fără oxigen, cât și cei care conțin oxigen pot fi obținuți prin reacții de schimb între săruri și alți acizi:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

FeS+ H 2 SO 4 (dizolvat) = H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (solid) + H 2 SO 4 (conc.) = HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3,

4) În unele cazuri, reacțiile redox pot fi folosite pentru a produce acizi:

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO 

b ) proprietățile chimice ale acizilor.

1) Acizii interacționează cu bazele și hidroxizii amfoteri. În acest caz, acizii practic insolubili (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) pot reacţiona numai cu alcalii solubili.

H2SiO3 +2NaOH=Na2SiO3 +2H2O

2) Interacțiunea acizilor cu oxizii bazici și amfoteri este discutată mai sus.

3) Interacțiunea acizilor cu sărurile este o reacție de schimb cu formarea de sare și apă. Această reacție se finalizează dacă produsul de reacție este o substanță insolubilă sau volatilă sau un electrolit slab.

Ni2Si03 +2HCI=2NaCI+H2Si03

Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +H 2 O+CO 2 

4) Interacțiunea acizilor cu metalele este un proces de oxido-reducere. Reductor - metal, agent oxidant - ioni de hidrogen (acizi neoxidanți: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (diluat), H 3 PO 4) sau un anion al reziduului acid (acizi oxidanți: H 2 SO 4 ( conc), HNO 3(capăt și rupere)). Produșii de reacție ai interacțiunii acizilor neoxidanți cu metalele din seria de tensiune până la hidrogen sunt sare și hidrogen gazos:

Zn+H2SO4(dil) =ZnSO4+H2

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2 

Acizii oxidanți interacționează cu aproape toate metalele, inclusiv cu cele slab active (Cu, Hg, Ag), și se formează produsele de reducere a anionului acid, sare și apă:

Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) = CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O,

Pb + 4HNO 3(conc) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2H 2 O

HIDROXIZI AMFOTERICI prezintă dualitate acido-bazică: reacţionează cu acizii ca baze:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O,

și cu baze - ca acizi:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na (reacția are loc într-o soluție alcalină);

Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O (reacția are loc între substanțele solide în timpul fuziunii).

CU acizi tari iar bazele, hidroxizii amfoteri formează săruri.

Ca și alți hidroxizi insolubili, hidroxizii amfoteri se descompun atunci când sunt încălziți în oxid și apă:

Be(OH)2 = BeO+H2O.

SARE– compuși ionici formați din cationi metalici (sau amoniu) și anioni ai reziduurilor acide. Orice sare poate fi considerată ca un produs al reacției de neutralizare a unei baze cu un acid. În funcție de raportul dintre acid și bază, se obțin săruri: medie(ZnSO 4, MgCl 2) – produsul neutralizării complete a bazei cu acid, acru(NaHCO3, KH2PO4) - cu exces de acid, de bază(CuOHCl, AlOHSO 4) – cu exces de bază.

Denumirile de săruri conform nomenclaturii internaționale sunt formate din două cuvinte: denumirea anionului acid în cazul nominativ și cationul metalic în cazul genitiv, indicând gradul de oxidare a acestuia, dacă este variabil, cu cifră romană. între paranteze. De exemplu: Cr 2 (SO 4) 3 – sulfat de crom (III), AlCl 3 – clorură de aluminiu. Numele sărurilor acide se formează prin adăugarea cuvântului hidro- sau dihidro-(în funcție de numărul de atomi de hidrogen din hidroanion): Ca(HCO 3) 2 - bicarbonat de calciu, NaH 2 PO 4 - dihidrogenofosfat de sodiu. Numele principalelor săruri se formează prin adăugarea cuvintelor hidroxo- sau dihidroxo-: (AlOH)Cl 2 – hidroxiclorura de aluminiu, 2 SO 4 – dihidroxosulfat de crom(III).

Prepararea și proprietățile sărurilor

O ) proprietățile chimice ale sărurilor.

1) Interacțiunea sărurilor cu metalele este un proces de oxido-reducere. În acest caz, metalul situat la stânga în seria electrochimică de tensiuni le înlocuiește pe cele ulterioare din soluțiile sărurilor lor:

Zn+CuSO4 =ZnSO4+Cu

Metale alcaline și alcalino-pământoase nu utilizați pentru reducerea altor metale din soluții apoase ale sărurilor lor, deoarece interacționează cu apa, înlocuind hidrogenul:

2Na+2H2O=H2+2NaOH.

2) Interacțiunea sărurilor cu acizi și alcalii a fost discutată mai sus.

3) Interacțiunea sărurilor între ele în soluție are loc ireversibil numai dacă unul dintre produse este o substanță ușor solubilă:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4  + 2NaCl.

4) Hidroliza sărurilor - schimb descompunerea unor săruri cu apa. Hidroliza sărurilor va fi discutată în detaliu în tema „disocierea electrolitică”.

b) metode de obţinere a sărurilor.

În practica de laborator, se folosesc de obicei următoarele metode de obținere a sărurilor, bazate pe proprietățile chimice ale diferitelor clase de compuși și substanțe simple:

1) Interacțiunea metalelor cu nemetale:

Cu+Cl 2 = CuCl 2,

2) Interacțiunea metalelor cu soluțiile sărate:

Fe+CuCl2 =FeCl2+Cu.

3) Interacțiunea metalelor cu acizii:

Fe+2HCl=FeCl2 +H2 .

4) Interacțiunea acizilor cu bazele și hidroxizii amfoteri:

3HCI+Al(OH)3=AlCI3+3H20.

5) Interacțiunea acizilor cu oxizii bazici și amfoteri:

2HNO3 +CuO=Cu(NO3)2+2H2O.

6) Interacțiunea acizilor cu sărurile:

HCl+AgNO3 =AgCl+HNO3.

7) Interacțiunea alcaliilor cu sărurile din soluție:

3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.

8) Interacțiunea a două săruri în soluție:

NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl.

9) Interacțiunea alcaline cu oxizii acizi și amfoteri:

Ca(OH)2+CO2=CaC03+H2O.

10) Interacțiunea oxizilor de diferite tipuri între ei:

CaO+CO2 = CaCO3.

Sărurile se găsesc în natură sub formă de minerale și roci, în stare dizolvată în apa oceanelor și mărilor.

Motive – substanțe complexe care constau dintr-un cation metalic Me + (sau un cation asemănător metalului, de exemplu, ion de amoniu NH 4 +) și un anion hidroxid OH -.

Pe baza solubilității lor în apă, bazele se împart în solubil (alcali) Şi baze insolubile . Există de asemenea fundații instabile, care se descompun spontan.

Obținerea de terenuri

1. Interacțiunea oxizilor bazici cu apa. În acest caz, în condiții normale reacționează numai cu apa acei oxizi care corespund unei baze solubile (alcali). Aceste. în acest fel nu poţi decât să obţii alcaline:

oxid bazic + apă = bază

De exemplu , oxid de sodiu se formează în apă hidroxid de sodiu(hidroxid de sodiu):

Na2O + H2O → 2NaOH

În același timp despre oxid de cupru (II). Cu apă nu răspunde:

CuO + H20≠

2. Interacțiunea metalelor cu apa. În același timp reactioneaza cu apain conditii normalenumai metale alcaline(litiu, sodiu, potasiu, rubidiu, cesiu), calciu, stronțiu și bariu.În acest caz, are loc o reacție redox, hidrogenul este agentul de oxidare, iar metalul este agentul reducător.

metal + apă = alcali + hidrogen

De exemplu, potasiu reactioneaza cu apă foarte furtunoasa:

2K0 + 2H2 + O → 2K + OH + H20

3. Electroliza soluţiilor unor săruri de metale alcaline. De regulă, pentru a obține alcalii, se efectuează electroliza soluții de săruri formate din metale alcaline sau alcalino-pământoase și acizi fără oxigen (cu excepția acidului fluorhidric) - cloruri, bromuri, sulfuri etc. Această problemă este discutată mai detaliat în articol .

De exemplu , electroliza clorurii de sodiu:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + CI2

4. Bazele se formează prin interacțiunea altor alcaline cu sărurile. În acest caz, numai substanțele solubile interacționează și în produse ar trebui să se formeze o sare insolubilă sau o bază insolubilă:

sau

alcali + sare 1 = sare 2 ↓ + alcali

De exemplu: Carbonatul de potasiu reacţionează în soluţie cu hidroxid de calciu:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

De exemplu: Clorura de cupru (II) reacţionează în soluţie cu hidroxid de sodiu. În acest caz, cade precipitat de hidroxid de cupru (II) albastru:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Proprietățile chimice ale bazelor insolubile

1. Bazele insolubile reacţionează cu acizii tari şi cu oxizii lor (și niște acizi medii). În acest caz, sare si apa.

bază insolubilă + acid = sare + apă

bază insolubilă + oxid acid = sare + apă

De exemplu ,Hidroxidul de cupru (II) reacţionează cu acidul clorhidric puternic:

Cu(OH)2 + 2HCI = CuCl2 + 2H2O

În acest caz, hidroxidul de cupru (II) nu interacționează cu oxidul acid slab acid carbonic - dioxid de carbon:

Cu(OH)2 + CO2≠

2. Bazele insolubile se descompun atunci când sunt încălzite în oxid și apă.

De exemplu, Hidroxidul de fier (III) se descompune în oxid de fier (III) și apă când este încălzit:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Bazele insolubile nu reacţioneazăcu oxizi şi hidroxizi amfoteri.

bază insolubilă + oxid amfoter ≠

bază insolubilă + hidroxid amfoter ≠

4. Unele baze insolubile pot acționa caagenţi reducători. Agenții reducători sunt baze formate din metale cu minim sau stare intermediară de oxidare, care le pot crește starea de oxidare (hidroxid de fier (II), hidroxid de crom (II) etc.).

De exemplu, Hidroxidul de fier (II) poate fi oxidat cu oxigenul atmosferic în prezența apei la hidroxid de fier (III):

4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3

Proprietățile chimice ale alcalinelor

1. Alcalii reacţionează cu oricare acizi - atât puternici, cât și slabi . În acest caz, se formează sare medie și apă. Aceste reacții se numesc reacții de neutralizare. Educația este de asemenea posibilă sare acra, dacă acidul este polibazic, la un anumit raport de reactivi, sau în exces de acid. ÎN exces de alcali se formează sare medie și apă:

alcali (exces) + acid = sare medie + apă

alcali + acid polibazic (exces) = sare acidă + apă

De exemplu , Hidroxidul de sodiu, atunci când interacționează cu acidul fosforic tribazic, poate forma 3 tipuri de săruri: dihidrogen fosfați, fosfati sau hidrofosfați.

În acest caz, fosfatii dihidrogenați se formează într-un exces de acid sau când raportul molar (raportul cantităților de substanțe) al reactivilor este de 1:1.

NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O

Când raportul molar dintre alcalii și acid este de 2:1, se formează hidrofosfați:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

Într-un exces de alcali sau cu un raport molar alcalin la acid de 3:1, se formează fosfatul de metal alcalin.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Alcalii reacţionează cuoxizi și hidroxizi amfoteri. În același timp se formează în topitură săruri obișnuite , A în soluție - săruri complexe .

alcali (topiti) + oxid amfoter = sare medie + apa

alcalii (topiti) + hidroxid amfoter = sare medie + apa

alcali (soluție) + oxid amfoter = sare complexă

alcali (soluție) + hidroxid amfoter = sare complexă

De exemplu , când hidroxidul de aluminiu reacţionează cu hidroxidul de sodiu în topire se formează aluminat de sodiu. Un hidroxid mai acid formează un reziduu acid:

NaOH + Al(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O

O in solutie se formează o sare complexă:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Vă rugăm să rețineți cum este compusă formula complexă de sare:mai întâi selectăm atomul central (lade regulă, este un metal hidroxid amfoter).Apoi adăugăm la el liganzi- în cazul nostru aceștia sunt ioni de hidroxid. Numărul de liganzi este de obicei de 2 ori mai mare decât starea de oxidare a atomului central. Dar complexul de aluminiu este o excepție, numărul său de liganzi este cel mai adesea 4. Închidem fragmentul rezultat între paranteze drepte - acesta este un ion complex. Îi determinăm încărcătura și scriem pe exterior cantitatea necesară cationi sau anioni.

3. Alcalii interacționează cu oxizii acizi. În același timp, educația este posibilă acru sau sare medie, în funcție de raportul molar dintre alcalii și oxidul acid. Într-un exces de alcali, se formează o sare medie, iar într-un exces de oxid acid, se formează o sare acidă:

alcali (exces) + oxid acid = sare medie + apă

sau:

alcali + oxid acid (exces) = sare acidă

De exemplu , când interacționează hidroxid de sodiu în exces Cu dioxid de carbon, se formează carbonat de sodiu și apă:

2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

Și când interacționezi exces de dioxid de carbon cu hidroxid de sodiu se formează numai bicarbonat de sodiu:

2NaOH + CO2 = NaHCO3

4. Alcalii interacționează cu sărurile. Reacţionează alcalinele numai cu săruri solubile in solutie, cu condiția ca În alimente se formează gaze sau sedimente . Astfel de reacții au loc în funcție de mecanism schimb de ioni.

alcali + sare solubilă = sare + hidroxid corespunzător

Alcalii interacționează cu soluții de săruri metalice, care corespund hidroxizilor insolubili sau instabili.

De exemplu, hidroxidul de sodiu reacţionează cu sulfatul de cupru în soluţie:

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na 2 + SO 4 2-

Asemenea alcalii reacţionează cu soluţiile de săruri de amoniu.

De exemplu , Hidroxidul de potasiu reacţionează cu soluţia de azotat de amoniu:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - = K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Când sărurile metalelor amfotere interacționează cu excesul de alcali, se formează o sare complexă!

Să ne uităm la această problemă mai detaliat. Dacă sarea formată de metalul căruia îi corespunde hidroxid amfoter , interacționează cu o cantitate mică de alcali, apoi are loc reacția de schimb obișnuită și are loc un precipitathidroxidul acestui metal .

De exemplu , excesul de sulfat de zinc reacționează în soluție cu hidroxid de potasiu:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Cu toate acestea, în această reacție nu se formează o bază, ci hidroxid mfoter. Și, așa cum am indicat deja mai sus, hidroxizii amfoteri se dizolvă în alcalii în exces pentru a forma săruri complexe . T Astfel, atunci când sulfatul de zinc reacționează cu exces de soluție de alcali se formează o sare complexă, nu se formează precipitat:

ZnS04 + 4KOH = K2 + K2SO4

Astfel, obținem 2 scheme de interacțiune a sărurilor metalice, care corespund hidroxizilor amfoteri, cu alcalii:

sare de metal amfoter (exces) + alcali = hidroxid amfoter↓ + sare

amph.sare metalică + alcali (exces) = sare complexă + sare

5. Alcalii interacționează cu sărurile acide.În acest caz, se formează săruri medii sau săruri mai puțin acide.

sare acru + alcali = sare medie + apă

De exemplu , Hidrosulfitul de potasiu reacționează cu hidroxidul de potasiu pentru a forma sulfit de potasiu și apă:

KHS03 + KOH = K2SO3 + H2O

Este foarte convenabil să determinați proprietățile sărurilor acide prin împărțirea mentală a sării acide în 2 substanțe - acid și sare. De exemplu, spargem bicarbonatul de sodiu NaHCO3 în acid uolic H2CO3 și carbonatul de sodiu Na2CO3. Proprietățile bicarbonatului sunt în mare măsură determinate de proprietățile acidului carbonic și de proprietățile carbonatului de sodiu.

6. Alcalii interacționează cu metalele în soluție și se topesc. În acest caz, are loc o reacție de oxidare-reducere, formându-se în soluție sare complexăŞi hidrogen, în topire - sare medieŞi hidrogen.

Fiţi atenți! Doar acele metale al căror oxid cu starea de oxidare pozitivă minimă a metalului este amfoter reacţionează cu alcalii în soluţie!

De exemplu , fier nu reacționează cu soluția alcalină, oxidul de fier (II) este bazic. O aluminiu se dizolvă în soluție apoasă de alcali, oxidul de aluminiu este amfoter:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Alcaliile interacționează cu nemetale. În acest caz, apar reacții redox. De regulă, nemetalele sunt disproporționate în alcalii. Ei nu reacţionează cu alcalii oxigen, hidrogen, azot, carbon și gaze inerte (heliu, neon, argon etc.):

NaOH +O2 ≠

NaOH +N2≠

NaOH +C ≠

Sulf, clor, brom, iod, fosforși alte nemetale disproporţionatîn alcaline (adică se autooxidează și se auto-recuperează).

De exemplu, clorulatunci când interacționați cu leșie rece intră în stările de oxidare -1 și +1:

2NaOH +Cl20 = NaCI - + NaOCl + + H2O

Clor atunci când interacționați cu leșie fierbinte intră în stările de oxidare -1 și +5:

6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl - + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O

Siliciu oxidat de alcaline la starea de oxidare +4.

De exemplu, in solutie:

2NaOH + Si 0 + H 2 + O= NaCl - + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0

Fluorul oxidează alcalii:

2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O

Puteți citi mai multe despre aceste reacții în articol.

8. Alcaliile nu se descompun atunci când sunt încălzite.

Excepția este hidroxidul de litiu:

2LiOH = Li2O + H2O

Motivele reprezintă conexiuni complexe, incluzând două componente structurale principale:

1. Grupa hidroxo (una sau mai multe). Prin urmare, apropo, al doilea nume pentru aceste substanțe este „hidroxizi”.
2. Atom de metal sau ion de amoniu (NH4+).

Denumirea bazei provine din combinarea numelor ambelor componente ale sale: de exemplu, hidroxid de calciu, hidroxid de cupru, hidroxid de argint etc.

Singura excepție de la regula generala Formarea bazelor trebuie luată în considerare atunci când gruparea hidroxo se atașează nu de metal, ci de cationul de amoniu (NH4+). Această substanță se formează atunci când amoniacul se dizolvă în apă.

Dacă vorbim despre proprietățile bazelor, atunci trebuie remarcat imediat că valența grupării hidroxo este egală cu unul, numărul acestor grupe din moleculă va depinde direct de valența metalelor care reacţionează. Exemple în în acest caz, formulele de substanțe precum NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2 pot servi.

Proprietățile chimice ale bazelor se manifestă în reacțiile lor cu acizi, săruri, alte baze, precum și în acțiunea lor asupra indicatorilor. În special, alcaliile pot fi determinate prin expunerea soluției lor la un anumit indicator. În acest caz, își va schimba vizibil culoarea: de exemplu, se va transforma din alb în albastru, iar fenolftaleina va deveni purpurie.

Proprietățile chimice ale bazelor, manifestate în interacțiunea lor cu acizii, duc la celebrele reacții de neutralizare. Esența acestei reacții este că atomii de metal, unindu-se cu reziduul acid, formează o sare, iar grupa hidroxo și ionul de hidrogen, atunci când sunt combinate, sunt transformate în apă. Această reacție se numește reacție de neutralizare deoarece după ea nu mai rămâne nici alcali sau acid.

Proprietățile chimice caracteristice ale bazelor se manifestă și în reacția lor cu sărurile. Este demn de remarcat faptul că numai alcaline reacţionează cu sărurile solubile. Caracteristicile structurale ale acestor substanțe conduc la formarea unei noi săruri și a unei noi baze, cel mai adesea insolubile, ca urmare a reacției.

În cele din urmă, proprietățile chimice ale bazelor se manifestă perfect în timpul expunerii termice la ele - încălzire. Aici, atunci când se efectuează anumite experimente, merită să rețineți că aproape toate bazele, cu excepția alcalinelor, se comportă extrem de instabile atunci când sunt încălzite. Marea majoritate a acestora se descompun aproape instantaneu în oxidul corespunzător și apă. Și dacă luăm bazele metalelor precum argintul și mercurul, atunci în condiții normale nu pot fi obținute, deoarece încep să se descompună deja la temperatura camerei.

Baze, hidroxizi amfoteri

Bazele sunt substanțe complexe formate din atomi de metal și una sau mai multe grupări hidroxil (-OH). Formula generală este Me + y (OH) y, unde y este numărul de grupări hidroxo egal cu starea de oxidare a metalului Me. Tabelul arată clasificarea bazelor.

Proprietățile alcaline, hidroxizilor metalelor alcaline și alcalino-pământoase

1. Soluțiile apoase de alcaline sunt săpunoase la atingere, schimbați culoarea indicatorilor: turnesol - în albastru, fenolftaleină - în purpuriu.

2. Soluțiile apoase disociază:

3. Interacționează cu acizii, intrând într-o reacție de schimb:

Bazele poliacide pot da săruri medii și bazice:

4. Reacționează cu oxizii acizi, formând săruri medii și acide în funcție de bazicitatea acidului corespunzător acestui oxid:

5. Interacționează cu oxizii și hidroxizii amfoteri:

a) fuziune:

b) în soluții:

6. Interacționează cu sărurile solubile în apă dacă se formează un precipitat sau un gaz:

Bazele insolubile (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 etc.) interacționează cu acizii și se descompun atunci când sunt încălzite:

Hidroxizi amfoteri

Compușii amfoteri sunt compuși care, în funcție de condiții, pot fi atât donatori de cationi de hidrogen și prezintă proprietăți acide, cât și acceptorii lor, adică prezintă proprietăți bazice.

Proprietățile chimice ale compușilor amfoteri

1. Interacționând cu acizii puternici, aceștia prezintă proprietăți de bază:

Zn(OH)2 + 2HCI = ZnCI2 + 2H2O

2. Interacționând cu alcalii - baze puternice, ele prezintă proprietăți acide:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( sare complexă)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( sare complexă)

Compușii complecși sunt cei în care cel puțin unul legătură covalentă format dintr-un mecanism donor-acceptor.

Metoda generală de preparare a bazelor se bazează pe reacții de schimb, cu ajutorul cărora se pot obține atât baze insolubile, cât și solubile.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K2C03 + Ba(OH)2 = 2 KOH + BaC03↓

Când se obțin baze solubile prin această metodă, precipită o sare insolubilă.

La prepararea bazelor insolubile în apă cu proprietăți amfotere, trebuie evitat excesul de alcali, deoarece poate apărea dizolvarea. bază amfoteră, De exemplu:

AlCI3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCI

În astfel de cazuri, hidroxidul de amoniu este utilizat pentru a obține hidroxizi, în care hidroxizii amfoteri nu se dizolvă:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Hidroxizii de argint și mercur se descompun atât de ușor încât atunci când se încearcă obținerea lor prin reacție de schimb, în ​​loc de hidroxizi, oxizii precipită:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3

În industrie, alcaliile sunt obținute de obicei prin electroliza soluțiilor apoase de cloruri.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Alcaliile pot fi obținute și prin reacția metalelor alcaline și alcalino-pământoase sau a oxizilor acestora cu apă.

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

SrO + H20 = Sr(OH)2

Acizi

Acizii sunt substanțe complexe ale căror molecule constau din atomi de hidrogen care pot fi înlocuiți cu atomi de metal și reziduuri acide. În condiții normale, acizii pot fi solizi (H 3 PO 4 fosforic; siliciu H 2 SiO 3) și lichizi (în formă pură lichidul va fi acid sulfuric H 2 SO 4).

Gaze precum clorura de hidrogen HCl, bromura de hidrogen HBr, hidrogenul sulfurat H2S formează acizii corespunzători în soluții apoase. Numărul de ioni de hidrogen formați de fiecare moleculă de acid în timpul disocierii determină sarcina reziduului acid (anion) și bazicitatea acidului.

Conform teoria protolitică a acizilor și bazelor, propus simultan de chimistul danez Brønsted și chimistul englez Lowry, un acid este o substanță despicandu-se cu aceasta reactie protoni, O bază- o substanta care poate acceptă protoni.

acid → bază + H +

Pe baza unor astfel de idei, este clar proprietățile de bază ale amoniacului, care, datorită prezenței unei perechi de electroni singuri la atomul de azot, acceptă efectiv un proton atunci când interacționează cu acizii, formând un ion de amoniu printr-o legătură donor-acceptor.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

acid bază acid bază

Mai mult definiție generală acizi si baze propus de chimistul american G. Lewis. El a sugerat că interacțiunile acido-bazice sunt complet nu apar neapărat cu transferul de protone.În determinarea acizilor și bazelor după Lewis, rolul principal este în reactii chimice este dat perechi de electroni

Se numesc cationi, anioni sau molecule neutre care pot accepta una sau mai multe perechi de electroni acizi Lewis.

De exemplu, fluorura de aluminiu AlF 3 este un acid, deoarece este capabil să accepte o pereche de electroni atunci când interacționează cu amoniacul.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Cationii, anionii sau moleculele neutre capabile să doneze perechi de electroni se numesc baze Lewis (amoniacul este o bază).

Definiția lui Lewis acoperă toate procesele acido-bazice luate în considerare de teoriile propuse anterior. Tabelul compară definițiile acizilor și bazelor utilizate în prezent.

Nomenclatura acizilor

Deoarece există diferite definiții ale acizilor, clasificarea și nomenclatura lor sunt destul de arbitrare.

În funcție de numărul de atomi de hidrogen capabili de eliminare într-o soluție apoasă, acizii sunt împărțiți în monobazic(de exemplu, HF, HNO 2), dibazic(H2C03, H2S04) şi tribazic(H3PO4).

În funcție de compoziția acidului, acestea sunt împărțite în fără oxigen(HCI, H2S) şi conţinând oxigen(HCI04, HNO3).

De obicei denumirile acizilor care conțin oxigen sunt derivate din numele non-metalului cu adăugarea terminațiilor -kai, -vaya, dacă starea de oxidare a nemetalului este egală cu numărul grupului. Pe măsură ce starea de oxidare scade, sufixele se schimbă (în ordinea descrescătoare a stării de oxidare a metalului): -opac, ruginit, -ovat:

Dacă luăm în considerare polaritatea unei legături hidrogen-nemetal într-o perioadă, putem lega cu ușurință polaritatea acestei legături de poziția elementului în tabelul periodic. Din atomi de metal care se pierd ușor electroni de valență, atomii de hidrogen acceptă acești electroni, formând o înveliș stabilă de doi electroni ca învelișul unui atom de heliu și dau hidruri metalice ionice.

În compușii cu hidrogen ai elementelor grupelor III-IV ale Tabelului Periodic, borul, aluminiul, carbonul și siliciul formează legături covalente, slab polare, cu atomii de hidrogen care nu sunt predispuși la disociere. Pentru elemente Grupele V-VIIÎn sistemul periodic, într-o perioadă, polaritatea legăturii nemetal-hidrogen crește odată cu sarcina atomului, dar distribuția sarcinilor în dipolul rezultat este diferită față de compușii cu hidrogen ai elementelor care tind să doneze electroni. Atomii nemetalici, care necesită mai mulți electroni pentru a completa învelișul de electroni, atrag (polariză) o pereche de electroni de legătură cu cât mai puternic, cu atât sarcina nucleară este mai mare. Prin urmare, în seria CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF sau SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, legăturile cu atomii de hidrogen, rămânând covalente, devin mai polare în natură, iar atomul de hidrogen din dipolul legătură element-hidrogen devine mai electropozitiv. Dacă moleculele polare se găsesc într-un solvent polar, poate avea loc un proces de disociere electrolitică.

Să discutăm despre comportamentul acizilor care conțin oxigen în soluții apoase. Acești acizi au Conexiune N-O-Eși, în mod natural, polaritatea legăturii H-O este afectată de Conexiune O-E. Prin urmare, acești acizi, de regulă, se disociază mai ușor decât apa.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Să ne uităm la câteva exemple proprietățile acizilor care conțin oxigen, format din elemente care sunt capabile să prezinte diferite grade de oxidare. Se stie ca acid hipocloros HCIO foarte slab acid cloros HClO 2 de asemenea slab, dar mai puternic decât acidul hipocloros, HClO 3 puternic. Acidul percloric HClO4 este unul dintre cel mai puternic acizi anorganici.

Pentru disocierea de tip acid (cu eliminarea ionului H), este necesară o ruptură Conexiuni O-N. Cum putem explica scăderea rezistenței acestei legături în seria HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? În această serie, numărul de atomi de oxigen asociați cu atomul central de clor crește. De fiecare dată când se formează o nouă legătură oxigen-clor, densitatea electronică este extrasă din atomul de clor și, prin urmare, din legătura simplă O-Cl. Ca urmare, densitatea electronică părăsește parțial legătura O-H, care este slăbită ca urmare.

Acest model - întărirea proprietăților acide cu creșterea gradului de oxidare a atomului central - caracteristic nu numai clorului, ci și altor elemente. De exemplu, acidul azotic HNO 3, în care starea de oxidare a azotului este +5, este mai puternic decât acidul azot HNO 2 (starea de oxidare a azotului este +3); acidul sulfuric H 2 SO 4 (S +6) este mai puternic decât acidul sulfuros H 2 SO 3 (S +4).

Obținerea acizilor

1. Acizii anoxici pot fi obținute prin combinarea directă a nemetalelor cu hidrogenul.

H2 + CI2 → 2HCI,

H2 + S ⇆ H2S

2. Se pot obține unii acizi care conțin oxigen interacțiunea oxizilor acizi cu apa.

3. Se pot obține atât acizi fără oxigen, cât și care conțin oxigen prin reactii metaboliceîntre săruri şi alţi acizi.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuS04 + H2S = H2S04 + CuS↓

FeS + H2S04 (pazb) = H2S + FeS04

NaCI (T) + H2S04 (conc) = HCI + NaHS04

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2 + H2O

4. Unii acizi pot fi obținuți folosind reacții redox.

H2O2 + SO2 = H2SO4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2

Gust acru, efect asupra indicatorilor, conductivitate electrică, interacțiune cu metale, oxizi bazici și amfoteri, baze și săruri, formare de esteri cu alcooli - aceste proprietăți sunt comune acizilor anorganici și organici.

pot fi împărțite în două tipuri de reacții:

1) general Pentru acizi reacțiile sunt asociate cu formarea ionului de hidroniu H 3 O + în soluții apoase;

2) specific reacții (adică caracteristice). acizi specifici.

Ionul de hidrogen poate intra în redox reacție, reducând la hidrogen, precum și într-o reacție compusă cu particule încărcate negativ sau neutre care au perechi singure de electroni, adică în reacții acido-bazice.

LA proprietăți generale acizii includ reacțiile acizilor cu metalele din seria de tensiune până la hidrogen, de exemplu:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Reacțiile acido-bazice includ reacții cu oxizi și baze bazice, precum și cu săruri intermediare, bazice și uneori acide.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg(HCO3)2 + 2HCI = MgCl2 + 2CO2 + 2H2O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Rețineți că acizii polibazici se disociază treptat, iar la fiecare etapă ulterioară disocierea este mai dificilă, prin urmare, cu un exces de acid, cel mai adesea se formează săruri acide, mai degrabă decât cele medii.

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na2S + H3PO4 = Na2HP04 + H2S

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H2O

KOH + H2S = KHS + H2O

La prima vedere, formarea sărurilor acide poate părea surprinzătoare monobază acid fluorhidric. Cu toate acestea, acest fapt poate fi explicat. Spre deosebire de toți ceilalți acizi halogenați, acidul fluorhidric în soluții este parțial polimerizat (datorită formării legăturilor de hidrogen) și pot fi prezente diferite particule (HF) X în el, și anume H 2 F 2, H 3 F 3 etc.

Un caz special de echilibru acido-bazic - reactii ale acizilor si bazelor cu indicatori care isi schimba culoarea in functie de aciditatea solutiei. Indicatorii sunt utilizați în analiza calitativa pentru detectarea acizilor și bazelor in solutii.

Cei mai des utilizați indicatori sunt turnesol(V neutru mediu violet, V acru - roşu, V alcalin - albastru), metil portocaliu(V acru mediu roşu, V neutru - portocale, V alcalin - galben), fenolftaleină(V foarte alcalin mediu rosu zmeura, V neutru si acid - incolor).

Proprietăți specifice diferiți acizi pot fi de două tipuri: în primul rând, reacții care duc la formare săruri insolubile, si in al doilea rand, transformări redox. Dacă reacțiile asociate cu prezența ionului H + sunt comune tuturor acizilor (reacții calitative pentru detectarea acizilor), reacțiile specifice sunt utilizate ca reacții calitative pentru acizii individuali:

Ag + + Cl - = AgCl (precipitat alb)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (precipitat alb)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (precipitat galben)

Unele reacții specifice ale acizilor se datorează proprietăților lor redox.

Acizii anoxici într-o soluție apoasă pot fi doar oxidați.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H2S + Br2 = S + 2НВг

Acizii care conțin oxigen pot fi oxidați numai dacă atomul central din ei se află într-o stare de oxidare inferioară sau intermediară, ca, de exemplu, în acidul sulfuros:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCI

Mulți acizi care conțin oxigen, în care atomul central are starea de oxidare maximă (S +6, N +5, Cr +6), prezintă proprietățile agenților oxidanți puternici. H2SO4 concentrat este un agent oxidant puternic.

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 (conc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Trebuie amintit că:

• Soluțiile acide reacționează cu metalele care se află în stânga hidrogenului în seria tensiunii electrochimice, supuse unui număr de condiții, dintre care cea mai importantă este formarea unei săruri solubile ca urmare a reacției. Interacțiunea HNO 3 și H 2 SO 4 (conc.) cu metalele se desfășoară diferit.

Acidul sulfuric concentrat la rece pasivează aluminiul, fierul și cromul.

• În apă, acizii se disociază în cationi de hidrogen și anioni ai reziduurilor acide, de exemplu:

• Acizii anorganici și organici reacționează cu oxizii bazici și amfoteri, cu condiția să se formeze o sare solubilă:

• Ambii acizi reacţionează cu bazele. Acizii polibazici pot forma atât săruri intermediare, cât și săruri acide (acestea sunt reacții de neutralizare):

• Reacția dintre acizi și săruri are loc numai dacă se formează un precipitat sau un gaz:

Interacțiunea H 3 PO 4 cu calcarul se va opri din cauza formării ultimului precipitat insolubil de Ca 3 (PO 4) 2 la suprafață.

Particularitățile proprietăților acizilor HNO 3 nitric și H 2 SO 4 concentrat sulfuric (conc.) se datorează faptului că atunci când interacționează cu substanțe simple (metale și nemetale), agenții de oxidare nu vor fi cationi H + , dar ioni de azotat și sulfat. Este logic să ne așteptăm ca în urma unor astfel de reacții să nu se formeze hidrogen H2, ci să se obțină alte substanțe: neapărat sare și apă, precum și unul dintre produsele reducerii ionilor de nitrat sau sulfat, în funcție de concentrație. a acizilor, poziția metalului în seria de tensiuni și condițiile de reacție (temperatura, gradul de șlefuire a metalului etc.).

Aceste caracteristici ale comportamentului chimic al HNO 3 și H 2 SO 4 (conc.) ilustrează clar teza teoriei structura chimica despre influența reciprocă a atomilor în moleculele substanțelor.

Conceptele de volatilitate și stabilitate (stabilitate) sunt adesea confundate. Acizii volatili sunt acizi ale căror molecule trec cu ușurință în stare gazoasă, adică se evaporă. De exemplu, acid clorhidric este un acid volatil, dar stabil, stabil. Este imposibil să se judece volatilitatea acizilor instabili. De exemplu, acidul silicic nevolatil, insolubil se descompune în apă și SiO2. Soluțiile apoase de acizi clorhidric, azotic, sulfuric, fosforic și o serie de alți acizi sunt incolore. O soluție apoasă de acid cromic H2CrO4 are culoarea galbenă, iar acidul mangan HMnO4 este purpuriu.

Material de referință pentru susținerea testului:

Tabel periodic

Tabelul de solubilitate