Jaké reakce je slabé kyseliny. Kyseliny: klasifikace a chemické vlastnosti

Definice

Kyselina - elektrolyty, během disociace, z nichž jsou z pozitivních iontů vytvořeny pouze H + (H3O +).

HNO 3 ↔ H + + NE 3 -;

H2S ↔ H + + HS - ↔ 2H + + S 2-.

Existuje několik klasifikací kyselin, takže počtem atomů vodíku, které jsou schopné přísahy ve vodném roztoku, jsou kyseliny rozděleny do monosulárního (HF, HNO 2), dvouosou osu (H2C03) a tříosou (H 3 PO 4). V závislosti na obsahu atomů kyslíku jsou kyseliny rozděleny do kyseliny (HC1, HF) a obsahující kyslík (H2S04, H2S03).

Chemické vlastnosti kyselin

Chemické vlastnosti anorganických kyselin zahrnují:

- Schopnost měnit barvu indikátorů například lakmus v roztoku kyseliny získává červenou barvu (to je způsobeno disociací kyselin);

- interakce s aktivními kovy, stojící v řadě aktivity na vodík

Fe + H2S04 (P-P) \u003d FESO 4 + H 2;

- Interakce se základními a amfoterní oxidy

2HCl + FECL 2 + H20;

6HNO 3 + AL203 \u003d 2al (č. 3) 3 + 3H20;

- interakce s bázemi (v případě interakce s alkálovými kyselinami, neutralizační reakce probíhá, během které nastane tvorba soli a vody, s nerozpustným ve vodě, báze reagují pouze rozpustné kyseliny)

H 2 SO 4 + 2AOH \u003d Na2S04 + H20;

H 2 SO 4 + Cu (OH) 2 ↓ \u003d CUSO 4 + 2H20;

- interakce s solemi (pouze pokud je v průběhu reakce uvolněna tvorba nízké nebo nerozpustné sloučeniny, vody nebo plynné látky)

H 2 SO 4 + BACL 2 \u003d BASO 4 ↓ + 2HCL;

2HNO 3 + Na2C03 \u003d 2Nano 3 + CO2 + H20;

- Silné kyseliny jsou schopny přeplnit slabší řešení jejich solí

K 3 PO 4 + 3HCl \u003d 3kCl + H 3 PO4;

Na2C03 + 2HCl \u003d 2NACL + CO 2 + H20;

- Redoxní reakce spojené s vlastnostmi kyselých aniontů:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H20 \u003d H2S04 + 2HCl;

PB + 4Hno 3 (závěrečné) \u003d PB (č. 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

Fyzikální vlastnosti kyselin

S n.u. Většina anorganických kyselin existuje v kapalném stavu, některé v pevném stavu (H 3 PO4, H 3 bo3). Téměř všechny kyseliny jsou dobře rozpustné ve vodě, s výjimkou kyseliny křemičité (H 2 SIO 3)

Získání kyselin

Základní metody pro výrobu kyselin:

- Reakce interakce kyselých oxidů s vodou

SO 3 + H20 \u003d H2S04;

- reakce sloučeniny non-kovů s vodíkem (kyslíková kyseliny)

H 2 + S ↔ H 2 S;

- výměnné reakce mezi solí a dalšími kyselinami

K 2 SIO 3 + 2HCI → H 2 SIO 3 ↓ + 2KCl.

Akvizice kyselin

Všech anorganických kyselin, chlorovodíků, síry, ortofosforečných a dusičných kyselin našel nejvíce široký rozsah použití. Používají se jako suroviny, aby se získaly různé spektrum látek - jiné kyseliny, soli, hnojiva, barviva, výbušniny, laky a barvy atd. Zředěné chlorovodíkové, ortofosforečné a borité kyseliny se používají v medicíně. Také kyseliny byly široce používány v každodenním životě.

Příklady řešení problémů

Příklad 1.

Příklad 2.

Úkol

Vypočítejte hmotnost kyseliny křemičitce (přijímání kompozice H2 SIO 3) získané působením v roztoku křemičitanu sodného s objemem 400 ml s hmotnostní frakcí soli 20% (hustota roztoku je 1,1 g / ml) Přebytečná kyselina chlorovodíková.

Rozhodnutí

Napište rovnici reakční rovnice kyseliny křemičité:

2HCl + Na2 SIO 3 \u003d 2NACL + H 2 SIO 3 ↓.

Najdeme hmotnost křemičitanu sodného. Známe objem roztoku, jeho hustoty a obsah hlavní látky v roztoku (viz stav problému):

m (Na2 Si0 3) \u003d V (Na2 Si0 3) × ρ ρ Ω / 100%;

m (Na2 SIO 3) \u003d 400 × 1,1 × 20/100% \u003d 88

Pak množství látky křemičitanu sodného:

v (Na2 SIO 3) \u003d m (Na2 Si03) / m (Na2 Si0 3);

v (Na2 SIO 3) \u003d 88/122 \u003d 0,72 mol.

Podle reakční rovnice je množství látky kyseliny křemičité V (H2 SIO 3) \u003d V (Na2 Si03) \u003d 0,72 mol. V důsledku toho bude hmotnost kyseliny křemičité rovna:

m (H 2 SIO 3) \u003d 0,72 × 78 \u003d 56,2 g.

Odpovědět

Hmotnost kyseliny křemičité - 56,2 g

Trochu teorie

Kyselina

Kyselina - to jsou složité látky tvořené atomy vodíku, které jsou schopny nahradit kov a kyselýzbytky.

Kyselina - Jedná se o elektrolyty, s disociací, z nichž jsou tvořeny pouze vodíkové kationty a anionty kyselinových zbytků.

Klasifikace kyselin

Klasifikace kyselin ve složení

Klasifikace kyselin podle počtu atomů vodíku

Klasifikace kyselin na těžké a slabé kyseliny.

Chemické vlastnosti kyselin

Interakce se základními oxidy za vzniku soli a vody:

Interakce s amfoterní oxidy za vzniku soli a vody:

Interakce s alkálií za vzniku soli a vody (Neutralizační reakce):

Interakce s solemi, pokud se sraženina spadne nebo se uvolňuje plyn:

Silné kyseliny vysídlování slabších solí:

(V tomto případě se vytvoří nestabilní kyselina saková, která se okamžitě rozpadá do vody a oxidu uhličitého)

- lakmus se stává červenou

Methylarge se stává červenou.

Získání kyselin

1. Hydrogen + nonmetall
H 2 + S → H 2 S
2. Oxid kyseliny + voda
P 2O 5 + 3H 2 O → 2h 3 PO 4
Výjimka:
2 + 2 + H20 → HNO 2 + HNO 3
SiO 2 + H 2O nereaguje
3. kyselina + sůl
Reakční produkt by měl tvořit sraženinu, plyn nebo vodu. Obvykle silnější outpace kyseliny méně těžkých solí. Pokud je sůl nerozpustná ve vodě, reaguje s kyselinou, pokud je vytvořen plyn.
Na 2 CO 3 + 2HCI → 2NACL + H 2O + CO 2
K 2 SIO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 SIO 3 ↓

Základ

Základ(Hlavní hydroxidy) - Komplexní látky, které se skládají z kovových atomů nebo amonného iontu a hydroxochroup (-OH). Ve vodném roztoku, disociované tvorbou kationtů a aniontů na-. Základní název se obvykle skládá ze dvou slov: hydroxidu metalu / amonného. Dobře rozpustné základny se nazývají alkális.

Klasifikace nadací

1. Rozpustnost ve vodě.
Rozpustné základny
(Rychochi): hydroxid sodný NaOH, hydroxid draselný KOH, hydroxid barnatý BA (OH) 2, hydroxid stroncia SR (OH) 2, CESOH hydroxid cesičitý, hydroxidový hydroxid rubidium Rubidium.
Prakticky nerozpustné nadace
: Mg (OH) 2, CA (OH) 2, Zn (OH) 2, CU (OH) 2
Rozhodnutí o rozpustných a nerozpustných bázích téměř zcela shoduje s rozdělením do silných a slabých bází nebo hydroxidy kovů a přechodových prvků
2. Počet hydroxylových skupin v molekule.
- Jedinečná třída (hydroxid sodný naOH)
- Dva stříbro (Hydroxid mědi (II) Cu (OH) 2 )
- Tříválcový (Hydroxid železitý (III) v (OH) 3 )
3. Volatilitou.
- Nestálý: NH3.
- Netatilní: Shchele, nerozpustné základny.
4. Ve stabilitě.
- stabilní: hydroxid sodný NaOH, hydroxid barnatý BA (OH) 2
- nestabilní: hydroxid amonný NH3 · H20 (hydrát amoniaku).
5. Podle stupně elektrolytické disociace.
- Silný (α\u003e 30%): Rychochi.

Slabý (α.< 3 %): нерастворимые основания.

Získání

Interakce vysoce základního oxidu s vodou umožňuje získat silnou základnu nebo hřiště.

Nízký domov I. amfoterní oxidy S vodou nereagují, proto není možné získat odpovídající hydroxidy tímto způsobem.

Hydroxidy s nízkými účinnými kovy se získají přidáním alkálie k roztokům vhodných solí. Vzhledem k tomu, že rozpustnost slabě osy hydroxidy ve vodě je velmi malá, hydroxid vypadne z roztoku ve formě studované hmotnosti ve tvaru studie.

Také je základna může být získána interakcí s alkalickým nebo alkalickým kovovým kovem vodou.

Hydroxidy alkalických kovů v průmyslu se získají elektrolýzou vodných roztoků solí:

Některé základy lze získat výměnou reakce:

Chemické vlastnosti

Ve vodných roztocích se základna disociace, která mění ekvilibru iontů:

tato změna se projevuje v barvách některých
indikátory kyselých zemin:
lakmus se stává modrou
methyloranszh - žlutá,
fenolphtalein.získatfuchsia Color..

Při reakci s kyselinou dojde k neutralizační reakci a tvoří se sůl a voda:

Poznámka:
reakce nechodí, pokud je kyselina a základna slabá .

V přebytku kyseliny nebo báze není neutralizační reakce plně a jsou vytvořeny kyselé nebo hlavní soli, resp.:

Rozpustné báze mohou reagovat s amfoterickými hydroxidy za vzniku hydroxamplexů:

Základy reagují s kyselými nebo amfoterní oxidy za vzniku solí:

Rozpustný znovu do metabolických reakcí s rozpustnými solemi:

Kyseliny mohou být klasifikovány na základě různých kritérií:

1) Přítomnost atomů kyslíku v kyselině

2) Základnost kyseliny

Základnost kyseliny se nazývá počet "pohybujících se" atomů vodíku ve své molekule, která je schopna disociace rozptýlit od molekuly kyseliny jako vodíkové kationty H +, a také pronajata na atomech kovů:

4) rozpustnost

5) stabilita

7) Oxidační vlastnosti

Chemické vlastnosti kyselin

1. Schopnost disociace

Kyseliny jsou disociovány ve vodných roztoku na vodíkové kationty a zbytků kyselin. Jak již bylo zmíněno, kyseliny jsou rozděleny do dobře disociační (silné) a mírně substorátů (slabý). Při nahrávání disociační rovnice silných mono-zónových kyselin se používá buď jedna směrová šipka vpravo (), nebo znak rovnosti (\u003d), což ukazuje nevratnost takové disociace. Disociační rovnice závažné kyseliny chlorovodíkové lze například zaznamenat dvěma způsoby:

buď v tomto formuláři: HCL \u003d H + + CL -

buď v tomto: HC1 → H + + CL -

V podstatě směrem šipky nám říká, že inverzní proces kombinování vodíkových kationtů s kyselinovými zbytky (asociace) v silných kyselinách prakticky nepokračuje.

V případě, že chceme psát disociační rovnici slabé mono-blokové kyseliny, musíme namísto znaménko používat dvě šipky v rovnici. Takový znak odráží reverzibilitu disociace slabých kyselin - v jejich případě, reverzní proces kombinování vodíkových podkladů s kyselinovými zbytky je silně vyjádřen: \\ t

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Multi-silnější kyseliny oddělují postupné, tj. Vodíkové kationty z jejich molekul nejsou přetknuté současně, ale zase. Z tohoto důvodu není disociace takových kyselin vyjádřeno jedním, ale několika rovnicemi, jehož číslo je roven základní bázi. Disociace tříosé kyseliny fosforečné proudí do tří kroků s alternativní separací H + kationtů:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 -

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO4 3-

Je třeba poznamenat, že každá další fáze disociace probíhá v menší míře než předchozí. To znamená, že je molekuly H 3 PO 4 lépe (ve větším rozsahu) než H 2 PO4 ionty, což zase disociovat lépe než HPO 4 ionty 2-. Tento jev se zvýšením náboje zbytků kyselin je spojen, v důsledku toho se zvyšuje pevnost vztahu mezi nimi a pozitivními ionty H +.

Obytné kyseliny, kyselina sírová je výjimkou. Vzhledem k tomu, že tato kyselina dobře disociuje oběma kroky, je přípustné nahrávat rovnici jeho disociace do jedné fáze:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Interakce kyselin s kovy

V sedmém bodě v klasifikaci kyselin jsme uvedli své oxidační vlastnosti. Bylo uvedeno, že kyseliny jsou slabá oxidační činidla a silná oxidační činidla. Drtivá většina kyselin (téměř všechny kromě H2S04 (konc.) A HNO3) jsou slabá oxidační činidla, protože mohou vykazovat jejich oxidační schopnost pouze v důsledku vodíkových kationtů. Takové kyseliny mohou pouze oxidizovat pouze z kovů, které jsou v řadě aktivity vlevo od vodíku, sůl odpovídajícího kovu a vodíku je tvořena jako výrobky. Například:

H 2 SO 4 (RSC) + ZN ZNSO 4 + H 2

2HCl + Fe FECL 2 + H 2

Jako pro kyselé-silné oxidanty, tj. H 2 SO 4 (CONC.) A HNO 3, pak seznam kovů, ke kterým působí, je mnohem širší, a zahrnuje jak všechny kovy na vodík v řadě aktivity a téměř všechno po. To znamená, že koncentrovaná kyselina sírová a kyselina dusičná z jakéhokoliv koncentrace, například i takové nízkoenergetické kovy jako měď, rtuť, stříbro oxidují. Podrobněji, interakce kyseliny dusičné a sulfurizované koncentrované s kovy, stejně jako některé další látky v důsledku jejich specificity, bude považována za samostatně na konci této kapitoly.

3. Interakce kyselin se základními a amfoterními oxidy

Kyseliny reagují se základními a amfoterními oxidy. Kyselina křemíku, protože je nerozpustná, v reakci s nízkoaktivnějšími hlavními oxidy a Amfoterní oxidy nevstoupí:

H 2 SO 4 + ZNO ZNO 4 + H 2 O

6HNO 3 + FE 2O 3 2FE (č. 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SIO 3 + FEO ≠

4. Interakce kyselin se základy a amfoterními hydroxidy

HC1 + NaOH H 2O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2al (OH) 3 AL 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Interakce kyselin s solemi

Tato reakce probíhá, pokud je vytvořena sraženina, plyn je buď v podstatě slabší kyselina než ten, který reaguje. Například:

H 2 SO 4 + BA (č. 3) 2 BASO 4 ↓ + 2HNO 3

CH3 COOH + Na 2 SO 3 CH3 Coona + SO 2 + H 2 O

HCOCA + HCL HCOOOH + NaCl

6. Specifické oxidační vlastnosti dusičných a koncentrovaných kyselin sírových

Jak již bylo uvedeno výše, kyselina dusičná v jakékoli koncentraci, stejně jako kyselina sírová pouze v koncentrovaném stavu, jsou velmi silná oxidační činidla. Zejména na rozdíl od zbývajících kyselin, oxidují nejen kovy, které jsou v řadě aktivity až do vodíku, ale také téměř všech kovů po něm (kromě platiny a zlata).

Takže například jsou schopni oxidovat měď, stříbro a rtuť. Mělo by to být, jak pevně asimilovat skutečnost, že řada kovů (Fe, Cr, AL) navzdory skutečnosti, že jsou spíše aktivní (umístěny na vodík), nicméně nereagují s koncentrovaným HNO3 a koncentrují H2S04 bez Zahřívání důvodu pro jevy - na povrchu těchto kovů je tvořena ochranná fólie s pevnými oxidačními produkty, což neumožňuje molekuly koncentrovaných sírových a koncentrovaných dusičných kyselin proniknout do reakce. S těžkým ohřevem však reakce stále teče.

V případě interakce s kovy jsou povinné výrobky vždy soli odpovídajícího kovu a použité kyseliny, stejně jako voda. Třetí produkt je také přidělen, vzorec závisí na mnoha faktorech, zejména, jako je aktivita kovů, jakož i koncentrace kyselin a teploty reakce.

Vysoká oxidační kapacita koncentrovaných kyselin sírových a koncentrovaných dusičných a koncentrovaných dusičných umožňuje reagovat nejen praktickou se všemi kovy řady aktivity, ale i s mnoha pevnými nekovovými, zejména s fosforem, šedým, uhlíkem. Níže uvedená tabulka ukazuje produkty interakce sírové a dusičné kyseliny s kovy a nekovovými kovovými, v závislosti na koncentraci:

7. Vlastnosti zotavovacích vlastností kyslíkových kyselin

Všechny kyslíkové kyseliny (kromě HF) mohou vykazovat náhradní vlastnosti v důsledku chemického prvku v aniontu, s účinkem různých oxidačních činidel. Například všechny halogenové hydrochildren (kromě HF) jsou oxidovány oxidem manganičitým, manganistanem draselným, dichromátem draslíku. Současně se halogenidové ionty oxidují na volný halogen:

4HCl + MNO 2 MNCL 2 + Cl 2 + 2H20

16HBR + 2KMNO 4 2KBR + 2MNBR 2 + 8H 2 O + 5BR 2

14NI + K 2 CR 2O 7 3I 2 ↓ + 2CRL 3 + 2KI + 7H 2 O

Mezi všech halogenových hydrogrogenních kyselin má kyselina fluorová s největší redukční aktivitou. Na rozdíl od jiných halogenových hydrogrogenních kyselin mohou být oxidovány i oxidové a trojmocné železné soli.

6HI \u200b\u200b+ FE 2O 3 2FEI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FECL 3 2FECL 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Vysoká redukční aktivita má také kyselinu sulfidu vodíku H2S. To může dokonce oxidovat takový oxidační činidlo jako oxid siřičitý.

Kyseliny jsou složité látky, jejichž molekuly se skládají z atomů vodíku (schopné substituované atomy kovů) spojených s kyselým zbytkem. Kyseliny jsou organické a anorganické, kyslík a kyslík.

Klasifikace a vlastnosti kyselin

Kyseliny jsou kapalné (například H2S04 - kyselina sírová) a pevná látka (například H3S4-absorpforečná) směs. Většina kyselin jsou dobře rozpustné ve vodě. Existuje však nerozpustný, typický příklad, H2 SIO 3 - kyselina křemičitá. Kyseliny jsou schopny erodovat pokožku a tkaninu. Fyzikální vlastnosti kyselin zahrnují skutečnost, že mění barvu indikátorů: lakmus - v červené barvě, methylanman-v růžové, fenolftalein - v bezbarvém.

Obr. 1. Tabulka mění barvu indikátorů pro kyselinu.

Z hlediska teorie elektrolytické disociace jsou kyseliny elektrolyty, které jsou schopny disociovat ve vodném roztoku s tvorbou iontů vodíku jako pouze kationtů. V důsledku toho mohou být kyseliny nazývány protolyty, to znamená, že látky v protonu.

Použití množství atomů vodíku, které jsou schopny vyměnit kov, určuje zásaditost kyseliny: mono-axiální kyseliny - HBr, HCLO2; Dvouosá osa - H2S03, H 2 S; Tří-osa - H 3 PO4 (kyselina ortofosforečná) atd.

Obr. 2. Vzorec kyseliny ortofosforečné v molekulární iontové formě.

Kyseliny jsou rozděleny do kyslíku a kyslíku (příklad prvního - HNO 3, druhé - HC1).

Jména kyslíkových kyselin jsou postaveny následovně: Kořen ruského názvu nekovového tvarování kyseliny se přidá písmeno O a slovo "vodík". Například: HC1-chlorid kyselina, H2S - sirovodíková sulfid.

Název kyslíkových kyselin je tvořen z ruského názvu centrálního prvku s přidáním různých příponů charakterizujících stupeň jeho oxidace a slovo "kyselina".

Limitní stupeň oxidace centrálního prvku odpovídá příponům "h" nebo "s". Vzhledem k tomu, že stupeň oxidace se snižuje, jsou přípony změněny v následujícím pořadí: -ovat-, -repro-, -ovatistické. Například: HCLO 4 - kyselina chlorová kyselina HCLO 3 - chlorovaná kyselina, HC12-chloridová kyselina, kyselina HCLO-chlorothová.

Obr. 3. Kyslík a kyslíkové kyseliny.

Chemické vlastnosti kyselin

Kyseliny reagují se základními a amfoterními oxidy, se základny a soli:

H 2 SO 4 + CUO \u003d CUSO 4 + H 2 O

H 2 SO 4 + ZNO \u003d ZNSO 4 + H 2 O

H 2 SO 4 + BA (OH) 2 \u003d BASO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BACL \u003d BASO 4 + 2HCL

Kovy stojící v řadě standardních potenciálů elektrod vlevo od vodíku jsou přemístěny z kyselin (výjimka HNO 3, konc. H2S04), například:

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZNSO 4 + H 2

Tabulka chemických vlastností kyselin

Kyslíkové kyseliny jsou nejčastěji získány interakcí vhodných oxidů vody:

P 4O 10 + 6H20 \u003d 4H 3 PO4;

a kyslíkové kyseliny se získají interakcí nekovového s vodíkem, následuje rozpuštěním výsledné sloučeniny ve vodě: h2 + br 2 \u003d 2Hbr

Co jsme víme?

V 8. ročníku v chemii existuje obecné informace o kyselin obecně a o jejich kyselinových vlastnostech. Výrobek stručně poskytuje informace o chemických vlastnostech kyselin, jakož i fyzikální vlastnosti těchto látek a způsobů pro jejich získání. Chemické prvky studované mají řadu chemických vlastností, například mohou interagovat s solí, oxidy, kovy.

Test na téma

Zpráva o posouzení

Průměrné hodnocení: 4.2. Celková hodnota přijatá: 97.

Mnoho kyselin se rozpouštějí ve vodě, což mu dává kyselou chuť. Chcete-li zjistit přítomnost kyseliny v roztoku, se použijí indikátory: lakmus a methylanman jsou natřeny v červené barvě.
Silné kyseliny interagují s alkálií. Neutralizační reakce probíhá, vzhledem k tomu, že kyselé kyselé médium, stejně jako alkalické alkalické médium v \u200b\u200bmnožství tvoří neutrální vodní médium. Zkrácená iontová rovnice neutralizační reakce má obecný pohled: N + + he - → n 2 o
Interakce se základními a amfoterními bázemi a oxidy, tvořícími soli a voda. Tyto reakce v důsledku tvorby elektrolytu vždy procházejí do konce. Rozpouští mnoho oxidů a nerozpustných základů.
Je možné interakci kyselin s solemi, s výhradou tvorby UNI-rozpustných nebo plynných látek.

Interakce kyselin s kovy:

Klasifikace kyselin:

Podle složení kyselého zbytku je kyselina rozdělena do:

kyslík obsahující - Jedná se o hydroxidy. Vztahují se k této skupině, protože obsahují ve svém složení, je to skupina. Patří mezi ně kyseliny:
- síra - h2S04;
- síra - H2S03;
- dusík - HNO 3;
- fosforický - h 3 PO4;
- uhlí - H 2 CO3;
- silicon - H 2 SIO 3.
cheekless.- Kyslík ve své kompozici nemá. Patří mezi ně kyseliny:
- fluorogenní hf;
- chlorid nebo chlorovodík HC1;
- brommrogenovaný HBr;
- jodogo vodík;
- sulfid vodíku H 2 S.

Počet atomů vodíku ve složení:

oxidem (HNO 3, HF atd.),
duální důl (H 2 SO 4, H 2 CO 3 atd.),
tři báze (H 3 PO 4).