Кислоты и основания

Содержание
  1. Урок 8: Оксиды, кислоты, основания
  2. Оксиды
  3. Кислоты
  4. Основания
  5. Соли
  6. Кислоты, основания и щелочи
  7. Основания и щелочи
  8. рН и индикаторы
  9. Серная кислота
  10. Кислоты в почве
  11. Кислоты и основания
  12. Диссоциация
  13. Свойства кислот и оснований
  14. Сильные кислоты
  15. Список сильных кислот
  16. Слабые кислоты
  17. Список слабых кислот
  18. Сильные основания
  19. Список сильных оснований
  20. Слабые основания
  21. Список слабых оснований
  22. Сильная кислота и сильное основание
  23. Слабое основание и слабая кислота
  24. Сильное основание и слабая кислота
  25. Сильная кислота и слабое основание
  26. Диссоциация воды
  27. Инструментальный метод
  28. Индикаторы
  29. Соль
  30. Буфферный раствор
  31. Тест:
  32. Теории кислот и оснований
  33. 1. Теория электролитической диссоциации (1884 г. Сванте Аррениус)
  34. 2. Протолитическая теория (1923 г. Бренстед и Лоури)
  35. 3. Электронная теория (1938 г. Г. Н. Льюис)
  36. 4. Теория автопротолиза или сольвосистем (1939 г. Кэди, Элсей, Франклин, М. Усанович, А. Шатенштейн, Н. Измайлов)
  37. Определение Аррениуса
  38. Определение Брёнстеда—Лаури
  39. Определение Льюиса
  40. Показатель pH: измерение кислотности

Урок 8: Оксиды, кислоты, основания

Кислоты и основания

План урока:

Оксиды

Кислоты

Основания

Соли

Оксиды

В состав оксидов ВСЕГДА входит ТОЛЬКО два элемента, один из которых будет кислород. В этом классе соединений срабатывает правило, третий элемент лишний, он не запасной, его просто не должно быть. Второе правило, степень окисления кислорода равна -2. Из выше сказанного, определение оксидов будет звучать в следующем виде.

Оксиды в природе нас окружают повсюду, честно говоря, сложно представить нашу планету без двух веществ – это вода Н2О и песок SiO2.

Вы можете задаться вопросом, а что бывают другие бинарные соединения с кислородом, которые не будут относиться к оксидам.

Поранившись, Вы обрабатываете рану перекисью водорода Н2О2. Или для примера соединение с фтором OF2. Данные вещества вписываются в определение, так как состоят из 2 элементов и присутствует кислород. Но давайте определим степени окисления элементов.

Данные соединения не относятся к оксидам, так как степень окисления кислорода не равна -2.

Кислород, реагируя с простыми, а также сложными веществами образует оксиды. При составлении уравнения реакции, важно помнить, что элементу О свойственна валентность II (степень окисления -2), а также не забываем о коэффициентах. Если не помните, какую высшую валентность имеет элемент, советуем Вам воспользоваться периодической системой, где можете найти формулу высшего оксида.

Рассмотрим на примере следующих веществ кальций Са, мышьяк As и алюминий Al.

Подобно простым веществам реагируют с кислородом сложные, только в продукте будет два оксида. Помните детский стишок, а синички взяли спички, море синее зажгли, а «зажечь» можно Чёрное море, в котором содержится большое количество сероводорода H2S. Очевидцы землетрясения, которое произошло в 1927 году, утверждают, что море горело.

Чтобы дать название оксиду вспомним падежи, а именно родительный, который отвечает на вопросы: Кого? Чего? Если элемент имеет переменную валентность в скобках её необходимо указать.

Классификация оксидов строится на основе степени окисления элемента, входящего в его состав.

Реакции оксидов с водой определяют их характер. Но как составить уравнение реакции, а тем более определить состав веществ, строение которых Вам ещё не известно. Здесь приходит очень простое правило, необходимо учитывать, что эта реакция относиться к типу соединения, при которой степень окисления элементов не меняется.

Возьмём основный оксид, степень окисления входящего элемента +1, +2(т.е. элемент одно- или двухвалентен). Этими элементами будут металлы.

Если к этим веществам прибавить воду, то образуется новый класс соединений – основания, состава Ме(ОН)n, где n равно 1, 2 или 3, что численно отвечает степени окисления металла, гидроксильная группа ОН- имеет заряд –(минус), что отвечает валентности I.При составлении уравнений не забываем о расстановке коэффициентов.

Аналогично реагируют с водой и кислотные оксиды, только продуктом будет кислота, состава НхЭОу. Как и в предыдущем случае, степень окисления не меняется, тип реакции – соединение. Чтобы составить продукт реакции, ставим водород на первое место, затем элемент и кислород.

Особо следует выделить оксиды неметаллов в степени окисления +1 или +2, их относят к несолеобразующим. Это означает, что они не реагируют с водой, и не образуют кислоты либо основания. К ним относят CO, N2O, NO.

Чтобы определить будет ли оксид реагировать с водой или нет, необходимо обратиться в таблицу растворимости. Если полученное вещество растворимо в воде, то реакция происходит.

Источник

Золотую середину занимают амфотерные оксиды. Им могут соответствовать как основания, так и кислоты, но с водой они не реагируют. Они образованные металлами в степени окисления +2 или +3, иногда +4. Формулы этих веществ необходимо запомнить.

Кислоты

Если в состав оксидов обязательно входит кислород, то следующий класс узнаваем будет по наличию атомов водорода, которые будут стоять на первом месте, а за ними следовать, словно нитка за иголкой, кислотные остатки.

В природе существует большое количество неорганических кислот. Но в школьном курсе химии рассматривается только их часть. В таблице 1 приведены названия кислот.

Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода. В зависимости от числа атомов Н выделяют одно- и многоосновные кислоты.

Если в состав кислоты входит кислород, то они называются кислородсодержащими, к ним относится серная кислота, угольная и другие. Получают их путём взаимодействия воды с кислотными оксидами. Бескислородные кислоты образуются при взаимодействии неметаллов с водородом.

Только одну кислоту невозможно получить подобным способом – это кремниевую. Отвечающий ей оксид SiO2 не растворим в воде, хотя честно говоря, мы не представляем нашу планету без песка.

Основания

Для этого класса соединений характерно отличительное свойство, их ещё называют вещества гидроксильной группы – ОН.

Чтобы дать название, изначально указываем класс – гидроксиды, потом добавляем чего, какого металла.

Классификация оснований базируется на их растворимости в воде и по числу ОН-групп.

Следует отметить, что гидроксильная группа, также как и кислотный остаток, это часть целого. Невозможно получить кислоты путём присоединения водорода к кислотному остатку, аналогично, чтобы получить основание нельзя писать уравнение в таком виде.

Na + OH →NaOH        или            H2 + SO4→ H2SO4

В природе не существуют отдельно руки или ноги, эта часть тела. Варианты получения кислот были описаны выше, рассмотрим, как получаются основания. Если к основному оксиду прибавить воду, то результатом этой реакции должно получиться основание. Однако не все основные оксиды реагируют с водой. Если в продукте образуется щёлочь, значит, реакция происходит, в противном случае реакция не идёт.

Данным способом можно получить только растворимые основания. Подтверждением этому служат реакции, которые вы можете наблюдать. На вашей кухне наверняка есть алюминиевая посуда, это могут быть кастрюли или ложки.

Эта кухонная утварь покрыта прочным оксидом алюминия, который не растворяется в воде, даже при нагревании. Также весной можно наблюдать, как массово на субботниках белят деревья и бордюры.

Берут белый порошок СаО и высыпают в воду, получая гашеную известь, при этом происходит выделение тепла, а это как вы помните, признак химического процесса.

Раствор щёлочи можно получить ещё одним методом, путём взаимодействия воды с активными металлами. Давайте вспомним, где они размещаются в периодической системе – I, II группа. Реакция будет относиться к типу замещения.

Напрашивается вопрос, а каким же образом получаются нерастворимые основания. Здесь на помощь придёт реакция обмена между щёлочью и растворимой солью.

Соли

С представителями веществ этого класса вы встречаетесь ежедневно на кухне, в быту, на улице, в школе, сельском хозяйстве.

Объединяет все эти вещества, что они содержат атомы металла и кислотный остаток. Исходя из этого, дадим определение этому классу.

Средние соли – это продукт полного обмена между веществами, в которых содержатся атомы металла и кислотный остаток (КО) (мы помним, что это часть чего-то, которая не имеет возможности существовать отдельно).

Выше было рассмотрено 3 класса соединений, давайте попробуем подобрать комбинации, чтобы получить соли, типом реакции обмена.

Чтобы составить название солей, необходимо указать название кислотного остатка, и в родительном падеже добавить название металла.

Ca(NO3)2– нитрат (чего) кальция, CuSO4– сульфат (чего) меди (II).

Наверняка многие из вас что-то коллекционировали, машинки, куклы, фантики, чтобы получить недостающую модель, вы менялись с кем-то своей. Применим этот принцип и для получения солей. К примеру, чтобы получить сульфат натрия необходимо 2 моль щёлочи и 1 моль кислоты.

Допустим, что в наличии имеется только 1 моль NaOH, как будет происходить реакция? На место одного атома водорода станет натрий, а второму Н не хватило Na. Т.е в результате не полного обмена между кислотой и основанием получаются кислые соли.

Название их не отличается от средних, только необходимо прибавить приставку гидро.

Однако бывают случаи, с точностью наоборот, не достаточно атомов водорода, чтобы связать ОН-группы. Результатом этой недостачи являются основные соли. Допустим реакция происходит между Ва(ОН)2 и HCl. Чтобы связать две гидроксильные группы, требуется два водорода, но предположим, что они в недостаче, а именно в количестве 1. Реакция пойдёт по схеме.

Особый интерес и некоторые затруднения вызывают комплексные соли, своим внешним, казалось,громоздким и непонятным видом, а именно квадратными скобками:K3[Fe(CN)6] или [Ag(NH3)2]Cl. Но не страшен волк, как его рисуют, гласит поговорка. Соли состоят из катионов (+) и анионов (-). Аналогично и с комплексными солями.

Образует комплексный ион элемент-комплексообразователь, обычно это атом металла, которого, как свита, окружают лиганды.

Источник

Теперь необходимо справиться с задачей дать название этому типу солей.

Попробуем дать название K3[Fe(CN)6]. Существует главный принцип, чтение происходит справа налево. Смотрим, количество лигандов, а их роль выполняют циано-группы CN−, равно 6 – приставка гекса. В комплексообразователем будут ионы железа. Значит, вещество будет иметь название гексацианоферрат(III) (чего) калия.

Образование комплексных солей происходит путём взаимодействия, к примеру, амфотерных оснований с растворами щелочей. Амфотерность проявляется способностью оснований реагировать как с кислотами, так и щелочами. Так возьмём гидроксид алюминия или цинка и подействуем на них кислотой и щёлочью.

В природе встречаются соли, где на один кислотный остаток приходится два разных металла. Примером таких соединений служат алюминиевые квасцы, формула которых имеет вид KAl(SO4)2. Это пример двойных солей.

Из всего вышесказанного можно составить обобщающую схему, в которой указаны все классы неорганических соединений.

Источник

Источник: https://100urokov.ru/predmety/urok-8-oksidy-kisloty-osnovaniya

Кислоты, основания и щелочи

Кислоты и основания

Слово «кислота» происходит от латинского слова «кислый». Некоторые продукты с нашего стола, к примеру, уксус или лимонный сок, — кислоты. Основание — соединение, химически противоположное кислоте, и при реакции с кислотой дает нейтральное соединение — соль.

Растворимые в воде основания называются щелочами. В цитрусовых плодах — грейпфрутах, апельсинах лимонах — содержатся лимонная и аскорбиновая кислоты. Пчелиный яд – кислота. Нейтрализовать её можно основанием.

В цитрусовых плодах – грейпфрутах, апельсинах, лимонах – содержится лимонная и аскорбиновая кислоты.

Основания и щелочи

Основание — это соединение, химически противоположное кислоте. Щелочью называется основание, растворимое в воде. Смешиваясь с кислотой, основание нейтрализует её свойства, и продуктом реакции является соль. Зубная паста — основание, нейтрализующее кислоту, оставшуюся во рту после приема пищи.

Бытовые жидкие очистители содержат щелочи растворяющие грязь. Желудочные таблетки содержат щелочи, нейтрализующие обращающуюся при несварении желудка кислоту. С точки зрения химии основания — это вещества, способные присоединять ионы водорода (Н+) из кислоты.

Ион оксида (О2-) и ион гидроксида (ОН—) могут соединяться с ионами водорода в кислоте. Значит, оксиды металлов, например оксид магния, и гидроксиды металлов, например гидроксид натрия (едкий натр), являются основаниями. Гидроксид натрия (NаОН) состоит из натрия, кислорода и водорода.

Гидроксид магния (Мg(ОН)2) состоит из магния, кислорода и водорода.

Многие основания и щёлочи — очень едкие вещества и потому опасны: они разъедают живые ткани. Жидкие очистители содержат щелочи, растворяющие грязь. В бумажной промышленности гидроксид натрия растворяет древесную смолу и освобождает волокна целлюлозы, из которых производится бумага.

Гидроксид натрия (едкий натр) используется в чистящих жидкостях, а также (как и гидроксид калия) для производства мыла. Мыло — это соль, образующаяся при реакции щелочей с кислотами растительных жиров. Жало осы выпускает щелочь, которую можно нейтрализовать кислотой, например уксусом.

рН и индикаторы

Сила кислот и оснований определяется числом рН. Это мера концентрации ионов водорода в растворе. Число рН изменяется от 0 до 14. Чем меньше рН, тем выше концентрация водородных ионов. Раствор, рН которого меньше 7, — кислота. Апельсиновый сок имеет рН 4, значит, это кислота.

Вещества с рН = 7 нейтральны, а вещества с рН больше 7 — основания или щелочи. рН кислоты или щелочи можно определить с помощью индикатора. Индикатор — это вещество, меняющее цвет при контакте с кислотой или щелочью. Так лакмус краснеет в кислоте и синеет в щелочи.

Кислота окрашивает синюю лакмусовую бумажку в красные цвет, а красная лакмусовая бумажка в щелочи становится синей или фиолетовой. Лакмус получают из примитивных растений, называемых лишайниками.

Другие растения, например, гортензия и краснокочанная капуста, также являются природными индикаторами.

https://www.youtube.com/watch?v=nD3iW8USYf8\u0026list=PLxGo9dxQkqWAYgl4JXR5d1W4574tSvdBp

Так называемый универсальный индикатор – это смесь нескольких красок. Он меняет цвет в зависимости от pH вещества. Он становится красным, оранжевым или желтым в кислотах, зеленым или желтым в нейтральных растворах и синим или фиолетовым в щелочах.

Серная кислота

Серная кислота играет важную роль в промышленности, прежде всего в производстве удобрений на основе суперфосфатов и сульфата аммония. Она также используется в производстве синтетических волокон, красителей, пластмасс, лекарств, взрывчатых веществ, моющих средств, автомобильных аккумуляторов.

Когда-то серную кислоту называли минеральной кислотой, так как ее получали из серы — вещества, встречающегося в земной коре в виде минерала. Серная кислота очень активна и агрессивна.

При растворении в воде она выделяет много тепла, поэтому ее нужно вливать в воду, но не наоборот — тогда кислота растворится, а вода поглотит тепло. Она — мощный окислитель, т.е. при реакциях окисления она отдает кислород другим веществам. Серная кислота также является осушителем, т.е.

забирает воду, связанную с другим веществом. Когда сахар (C12H22O11) растворяется в концентрированной серной кислоте, кислота забирает у сахара воду, и от сахара остается пенящаяся масса черного угля.

Кислоты в почве

Кислотность почвы зависит от характера образовавших ее пород и от растущих на ней растений. На меловых и известняковых породах почва обычно щелочная, а на лугах, в песчаных и лесистых районах она более кислая. Кислотность также повышают кислотные дожди.

Для земледелия лучше всего подходят нейтральные или слабокислые почвы, рН которых от 6,5 до 7. Разлагаясь, мертвые листья образуют органическую гуминовую кислоту и повышают кислотность почвы.

Там, где почвы чересчур кислотные, в них добавляют измельченный известняк или гашеную известь (гидроксид кальция), т.е. основания, которые нейтрализуют кислоты почвы. Такие растения, как рододендроны и азалии хорошо растут на кислотных почвах.

Цветы гортензии на кислотной почве синие, а на щелочной — розовые. Гортензия – природный индикатор. На кислотных почвах её цветы синие, а на щелочных розовые.

Источник: https://www.polnaja-jenciklopedija.ru/nauka-i-tehnika/kisloti-osnovaniya-schelochi.html

Кислоты и основания

Кислоты и основания

После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. В статье описано, что такое pH раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания.

Простым языком, кислота – это всё что с H, а основание – c OH. НО! Не всегда. Что бы отличать кислоту от основания необходимо… запомнить их! Сожалею. Что бы хоть как то облегчить жизнь, три наших друга, Аррениус и Бренстед с Лоури, придумали две теории, которые зовутся их именем.

Как металлы и неметаллы, кислоты и основания – это разделение веществ по схожим свойствам. Первая теория кислот и оснований принадлежала швецкому учёному Аррениусу. Кислота по Аррениусу – это класс веществ, которые в реакции с водой диссоциируют (распадаются), образовывая катион водорода H+.

Основания Аррениуса в водном растворе образуют анионы OH-. Следующая теория в 1923 году была предложена учёными Бренстедом и Лоури. Теория Бренстеда-Лоури определяет кислотами вещества, способные в реакции отдавать протон (протоном в реакциях называют катион водорода).

Основания, соответственно, – это вещества, способные принять протон в реакции. Актуальная на данный момент теория – теория Льюиса.

Теория Льюиса определяет кислоты как молекулы или ионы, способные принимать электронные пары, тем самым формируя аддукты Льюиса (аддукт – это соединение, образующееся соединением двух реагентов без образования побочных продуктов).

В неорганической химии, как правило, под кислотой имеют ввиду кислоту Бренстеда-Лоури, то есть вещества, способные отдать протон. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса. Данные правила справедливы для кислот и оснований.

Диссоциация

Диссоциация – это процесс распада вещества на ионы в растворах или расплавах. Например, диссоциация соляной кислоты – это распад HCl на H+ и Cl-.

Свойства кислот и оснований

Кислоты, содержащие водород, в водном растворе выделяют катионы водорода. Основания, содержащие гидроксид-ион, в водном растворе выделяют анион OH-.

Основания, как правило, мыльные на ощупь, кислоты, в большинстве своём, имеют кислый вкус.

https://www.youtube.com/watch?v=Y3X9TNHU7Xc\u0026list=PLxGo9dxQkqWAYgl4JXR5d1W4574tSvdBp

При реакции основания со многими катионами формируется осадок. При реакции кислоты с анионами, как правило, выделяется газ.

Часто используемые кислоты:
H2O, H3O+, CH3CO2H, H2SO4, HSO4−, HCl, CH3OH, NH3 Часто используемые основания:
OH−, H2O, CH3CO2−, HSO4−, SO42−, Cl−

Сильные кислоты

Такие кислоты, которые полностью диссоциируют в воде, производя катионы водорода H+ и анионы. Пример сильной кислоты – соляная кислота HCl:

HCl(р-р) + H2O(ж) → H3O+(р-р) + Cl-(р-р)

Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO3, H2SO4, HClO4

Список сильных кислот

  • HCl – соляная кислота
  • HBr – бромоводород
  • HI – йодоводород
  • HNO3 – азотная кислота
  • HClO4 – хлорная кислота
  • H2SO4 – серная кислота

Слабые кислоты

Растворяются в воде только частично, например, HF:

HF(р-р) + H2O(ж) → H3O+(р-р) + F-(р-р) – в такой реакции более 90% кислоты не диссоциирует:
[H3O+]=[F-] < 0,01M для вещества 0,1М

Сильную и слабую кислоту можно различить измеряя проводимость растворов: проводимость зависит от количества ионов, чем сильнее кислота тем она более диссоциирована, поэтому чем сильнее кислота тем выше проводимость.

Список слабых кислот

  • HF фтороводородная
  • H3PO4 фосфорная
  • H2SO3 сернистая
  • H2S сероводородная
  • H2CO3 угольная
  • H2SiO3 кремниевая

Сильные основания

Сильные основания полностью диссоциируют в воде:

NaOH(р-р) + H2O ↔ NH4

К сильным основаниям относятся гидроксиды металлов первой (алкалины, щелочные металы) и второй (алкалинотеррены, щёлочноземельные металлы) группы.

Список сильных оснований

  • NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
  • KOH гидроксид калия (едкое кали)
  • LiOH гидроксид лития
  • Ba(OH)2 гидроксид бария
  • Ca(OH)2 гидроксид кальция (гашеная известь)

Слабые основания

В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH-:

NH3 (р-р) + H2O ↔ NH+4 (р-р) + OH-(р-р)

Большинство слабых оснований – это анионы:

F-(р-р) + H2O ↔ HF(р-р) + OH-(р-р)

Список слабых оснований

  • Mg(OH)2 гидроксид магния
  • Fe(OH)2 гидроксид железа (II)
  • Zn(OH)2 гидроксид цинка
  • NH4OH гидроксид аммония
  • Fe(OH)3 гидроксид железа (III)

Сильная кислота и сильное основание

Такая реакция называется нейтрализацией: при количестве реагентов достаточном для полной диссоциации кислоты и основания, результирующий раствор будет нейтральным.

Пример:
H3O+ + OH- ↔ 2H2O

Слабое основание и слабая кислота

Общий вид реакции:
Слабое основание(р-р) + H2O ↔ Слабая кислота(р-р) + OH-(р-р)

Сильное основание и слабая кислота

Основание полностью диссоциирует, кислота диссоциирует частично, результирующий раствор имеет слабые свойства основания:

HX(р-р) + OH-(р-р) ↔ H2O + X-(р-р)

Сильная кислота и слабое основание

Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:

NH3 (р-р) + H+ ↔ NH4

Диссоциация воды

Диссоциация – это распад вещества на составляющие молекулы. Свойства кислоты или основания зависят от равновесия, которое присутствует в воде:

H2O + H2O ↔ H3O+(р-р) + OH-(р-р)
Kc = [H3O+][OH-]/[H2O]2
Константа равновесия воды при t=25°: Kc = 1.83⋅10-6, также имеет место следующее равенство: [H3O+][OH-] = 10-14, что называется константой диссоциации воды. Для чистой воды [H3O+] = [OH-] = 10-7, откуда -lg[H3O] = 7.0.

Данная величина (-lg[h3O]) называется pH – потенциал водорода. Если pH < 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH > 7, то вещество имеет основные свойства.

Инструментальный метод

Специальный прибор pH-метр – устройство, трансформирующее концентрацию протонов в растворе в электрический сигнал.

Индикаторы

Вещество, которое изменяет цвет в некотором интервале значений pH в зависимости от кислотности раствора, используя несколько индикаторов можно добиться достаточно точного результата.

Соль

Соль – это ионное соединение образованное катионом отличным от H+ и анионом отличным от O2-. В слабом водном растворе соли полностью диссоциируют.

Что бы определить кислотно-щелочные свойства раствора соли, необходимо определить, какие ионы присутствуют в растворе и рассмотреть их свойства: нейтральные ионы, образованные из сильных кислот и оснований не влияют на pH: не отдают ионы ни H+, ни OH- в воде. Например, Cl-, NO-3, SO2-4, Li+, Na+, K+.

Анионы, образованные из слабых кислот, проявляют щелочные свойства (F-, CH3COO-, CO2-3), катионов с щелочными свойствами не существует.

Все катионы кроме металлов первой и второй группы имеют кислотные свойства.

Буфферный раствор

Растворы, которые сохраняют уровень pH при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания, в основном состоят из:

  • Смесь слабой кислоты, соответствующей соли и слабого основания
  • Слабое основание, соответствующая соль и сильная кислота

Для подготовки буфферного раствора определённой кислотности необходимо смешать слабую кислоту или основание с соответствующей солью, при этом необходимо учесть:

  • Интервал pH в котором буфферный раствор будет эффективен
  • Ёмкость раствора – количество сильной кислоты или сильного основания, которые можно добавить не повлияв на pH раствора
  • Не должно происходить нежелаемых реакций, которые могут изменить состав раствор

Тест:

Источник: https://k-tree.ru/articles/himiya/neorganicheskaya_himiya/kislota_i_osnovanie

Теории кислот и оснований

Кислоты и основания

«Проблемы кислотно – основного взаимодействия во все периоды развития химии стояли в центре внимания этого раздела естествознания»

/Ю. Я. Фиалков/

1. Теория электролитической диссоциации (1884 г. Сванте Аррениус)

Широкий круг химических реакций протекает в водной среде после переведения исходных веществ в растворенное состояние.

Основные классы неорганических соединений – кислоты, основания, соли – зачастую представляют собой вещества с ионной или ковалентной сильнополярной связями.

Согласно теории электролитической диссоциации, базирующейся на коллигативных свойствах растворов, при растворении подобных веществ под действием полярных молекул воды происходит распад на ионы.

Их водные растворы проводят электрический ток и являются проводниками второго рода. В отличие от электронной проводимости в металлах (проводников первого рода) переносчиками зарядов в растворе являются положительно и отрицательно заряженные ионы. Вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

В свете теории электролитической диссоциации реакции между электролитами в растворе есть реакции между ионами. При этом:

Кислота – это электролит, который в водном растворе диссоциирует с образованием в качестве катиона только катиона гидроксония Н3О+.

Основание – это электролит, который в водном растворе диссоциирует с образованием в качестве аниона только аниона гидроксила ОН-.

Обменная реакция между электролитами протекает в направлении уменьшения количества ионов в растворе, что возможно в следующих случаях:

1. Часть ионов удаляется из раствора в виде осадка или газа.

2. Продукт реакции является более слабым электролитом, чем электролиты – реагенты.

3. Образуются малодиссоциированные сложные ионы – гидроанионы слабых кислот (НСО3-, НРО42-…), гидроксокатионы слабых оснований и амфотерных гидроксидов (FеОН+, Аl(ОН)2+), комплексные ионы ([Fe(CN)6]3-, [Zn(OH)4]2-).

Если малорастворимые вещества имеются и среди продуктов, и среди реагентов, то реакция идет в направлении образования наименее растворимых соединений. //Используются справочные данные по величинам произведения растворимости малорастворимых соединений//

Для реакций между электролитами записывают ионно-молекулярные уравнения, в которых указывается преимущественная форма нахождения вещества в реакционной среде: сильные электролиты – в виде ионов, а слабые электролиты, газообразные и малорастворимые вещества – в молекулярном виде.

Пример 1. Установите возможность реакции в растворе между электролитами:

а) Na2SO4 + Mg(NO3)2 ≠ – реакция неосуществима, так как все ионы в растворе остаются без изменения;

б) (NH4)2S + CuCl2 → CuS↓ + 2NH4Cl, Cu2+ + S2- = CuS – реакция возможна, так как выделяется осадок;

в) Zn(ClO4)2 + NaOH → Zn(OH)ClO4 + NaClO4, Zn2+ + OH – = ZnOH+ – реакция возможна, так как образуется слабодиссоциирующий сложный ион;

г) Al2(SO4)3 + 12KOH → 2K3[Al(OH)6] + 3K2SO4, Al3+ + 6OH – = [Al(OH)6]3-– реакция возможна, так как часть ионов связывается в комплексный ион;

д) Ag2CrO4 + 2HCl → 2AgCl + H2CrO4, Ag2CrO4 + 2H+ + 2Cl – = 2AgCl + H2CrO4 – реакция возможна, так как растворимость хлорида серебра меньше растворимости хромата серебра, а хромовая кислота слабее соляной;

е) 3NaH2PO4 + 6KOH → Na3PO4 + 2K3PO4 + 6H20 – реакция возможна, так как вода диссоциирует слабее, чем дигидрофосфат – ион.

Частным случаем реакций ионного обмена является реакция нейтрализации:

Основание + Кислота = Соль + Вода

Реакция нейтрализации – реакция между кислотой и основанием, ведущая к связыванию ионов гидроксония и гидроксила с образованием малодиссоциированного соединения – воды:

Н3О+ + ОН – = 2Н2О

В общем виде реакцию нейтрализации отражает уравнение:

mMen+(OH)n + nHmAm – → Memn+Anm – + mnH2O

При избытке двух – и многокислотных оснований образуются малодиссоциированные гидроксоионы:

Men+(OH)n + Н+ = Me(OH)n-1+ + H2O

При избытке многоосновных кислот образуются гидроанионы:

HmA + ОН – = Hm-1A – + H2О

Если гидроксид амфотерен, то он вступает в реакцию нейтрализации и с основанием, и с кислотой.

Пример 2: Запишите уравнения реакции нейтрализации гидроксида цинка а) едким натром и б) соляной кислотой.

а) Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4],

б) Zn(OH)2 + HCl = ZnOHCl + H2O; ZnOHCl +HCl = ZnCl2 + H2O

Тренировочные упражнения по теме «Реакции ионного обмена»

1. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах:

1. Na3PO4 + Al(NO3)3→

2. MgCl2 + KOH→

3. CaCO3 + CO2 + H2O→

4. Al2(SO4)3 + NaOH→

5. Fe(OH)2NO3 + HNO3→

6. Cr(OH)3 + NaOH→

7. NH3×H2O + CH3COOH→

8. PbCrO4 + KOH→

9. Ca(HCO3)2 + Ba(OH)2→

10.KHSO4 + NaOH→

11.NH3 + H3PO4→

12.AlCl3 + Al(OH)3→

2. Составьте уравнения всех возможных реакций между соляной кислотой и алюминатом натрия Na[Al(OH)4].

3. Составьте формулы: а) основных сульфатов железа (Ш); б) кислых ортофосфатов кальция.

Различают сильные электролиты, молекулы которых при растворении полностью диссоциируют на ионы, и слабые, обладающие частичной диссоциацией.

Количественной оценкой силы электролита служат степень и константа диссоциации.

Степень диссоциации (α) – это отношение числа молекул распавшихся на ионы к начальному числу молекул. Степень диссоциации зависит от концентрации раствора и увеличивается по мере его разбавления.

Константа диссоциации слабого электролита не зависит от концентрации раствора и связана со степенью диссоциации законом разведения (1888 г. Фридрих Вильгельм Оствальд) :

2. Протолитическая теория (1923 г. Бренстед и Лоури)

Ограниченность теории электролитической диссоциации заключается в том, что вода – важнейший растворитель, но далеко не единственный. В 1905 году Е. Франклином была обнаружена глубокая аналогия между растворением электролитов в воде и жидком аммиаке (-35оС).

2Н2О ↔ Н3О+ + ОН-2NH3 ↔ NH4+ + NH2-
ИонгидроксонияГидроксилионИонаммонияАмидион

Реакция нейтрализации:

НCl + KOH = KCl + H2O          HCl + KNH2 = KCl + NH3

H+ + OH – = H2O                      H+ + NH2- = NH3

Кроме этого теория электролитической диссоциации не могла объяснить наличие основных свойств у некоторых веществ, не содержащих гидроксильных групп ОН-, например, NH3, N(C2H5)3 и др.

Вполне закономерно было появление более универсальной теории кислот и оснований, которая была основана на представлении о переносе протона:

Кислота – вещество, состоящее из молекул или ионов, являющихся донорами протонов.

Основание – вещество, состоящее из молекул или ионов, являющихся акцепторами протонов.

Реакция нейтрализации – реакция, ведущая к образованию равновесной смеси сопряженных пар, состоящих из двух кислот и двух оснований:

Кислота 1 + Основание 2 ↔ Основание 1 + Кислота 2

      |____Н+________|↑           ↑ |______Н+_______|

В рамках протолитической теории вода является амфолитом, так как способна выполнять функции и кислоты и основания:

Н2О ↔ Н+ + ОН – водадонор протона, то есть кислота.

к ↑__________↑ о

Н2О + Н+↔ Н3О+ вода – акцептор протона, то есть основание.

о ↑__________↑к

Внешне простые, «нехимические» процессы растворения многих веществ в воде фактически оказались реакциями кислотно-основного характера с большим положительным тепловым эффектом.

Пример 3. Укажите сопряженные пары кислот и оснований в реакции: Н2О + NH3OH + NH4+

Решение: Молекула воды отдает протон, следовательно, является кислотой, которой соответствует сопряженное основание – гидроксил – анион. Молекула аммиака принимает протон, следовательно, является основанием, которому соответствует сопряженная кислота – катион аммония.

Протолитическая теория рассматривает практически любую кислоту или основание как амфотерный растворитель в зависимости от сродства к протону. Таким образом, вещество становится кислотой или основанием в зависимости от партнера по реакции.

Ряд сродства к протону таков: NH3N2H4H2OHCNH2SCH3COOHH3PO4HFHNO3HClH2SO4HBrHClO4

Каждое правее стоящее вещество является более сильной кислотой, чем предыдущее.

3. Электронная теория (1938 г. Г. Н. Льюис)

Возникает вполне закономерный вопрос: могут ли вещества обладать кислотными или основными свойствами, если в их составе нет атома водорода, способного к протонизации? Утвердительный ответ дала новая теория кислот и оснований, созданная американцем Г. Льюисом.

Кислота – это вещество, обладающее неподеленной электронной парой, донируя которую, оно может образовывать ковалентную связь с каким – либо атомом, молекулой или ионом, т. е. донор электронной пары.

Основание – вещество, обладающее свободной квантовой ячейкой, способное принимать неподеленную пару электронов, т. е. – акцептор электронной пары.

С позиции теории Льюиса протон может рассматриваться как Льюисова кислота, так как он способен акцептировать электронную пару. Кроме того, все катионы могут рассматриваться в качестве Льюисовых кислот, а все анионы в качестве Льюисовых оснований.

4. Теория автопротолиза или сольвосистем (1939 г. Кэди, Элсей, Франклин, М. Усанович, А. Шатенштейн, Н. Измайлов)

Еще более широко трактует понятия «кислота» и «основание» теория сольвоситем:

Кислота – растворимое вещество, способное или при диссоциации, или при реакции с растворителем образовывать ион лиония.

Основание – растворимое вещество, способное или при диссоциации, или при реакции с растворителем образовывать ион лиата.

Ионы лиония и лиата – продукты автоионизации – самопроизвольного процесса, при котором две молекулы растворителя образуют катион и анион.

Пример 4. Запишите рекции автоионизации воды, аммиака, уксусной кислоты.

Растворитель ион лиония ион лиата

2Н2О ↔ Н3О+ + ОН-

2NH3 ↔ NH4+ + NH2-

2CH3COOH ↔ CH3COOH2+ + CH3COO-

Анализ представленных уравнений показывает, что поведение иона NH4+ в жидком аммиаке аналогично поведению иона Н3О+ в воде. Хлорид аммония, растворяясь в аммиаке, будет вести себя, как соляная кислота в воде, то есть является сильной кислотой. Амид калия КNH2 в жидком аммиаке будет вести себя, как КОН в воде, то есть является сильным основанием.

Опорная таблица для определения кислот и оснований с позиций разных теорий

ТеорияКислотаОснованиеРеакция нейтрализации
Электролитической диссоциацииНА=Н++А-НА+Н2О= Н3О++А-Диссоциирует в водном растворе с образованием катиона гидроксония Н3О+КОН=К++ОН-Диссоциирует в водном растворе с образованием аниона гидроксила ОН-Н3О+ + ОН- = 2Н2О
ПротолитическаяДонор протонаHCl↔H++Cl-H2O↔H++OH-Акцептор протонаNH3+H+↔NH4+H2O+H+↔H3O+Образование сопряженных пар «кислота-основание»HCl+H2O↔Cl-+H3O+к.1 о.2 о.1 к.2
ЭлектроннаяАкцептор неподеленной электронной пары, обладает свободной орбиталью.Донор неподеленной электронной пары.H3N: + ◘H+ + Cl- ↔NH4+Cl-
Автопротолиза или сольвосистемСоединение, диссоциирующее с образованием катиона, соответствующего катиону растворителя, – иона лиония.Соединение, диссоциирующее с образованием аниона, соответствующего аниону растворителя, – иона лиата.Н3О+ + ОН- ↔ Н2ОNH4+ + NH2-↔ 2NH3
УсановичаВещество, способное отдавать катион, соединяющееся с анионом или электроном или нейтрализующее основание с образованием солиВещество, способное отдавать анион или электрон, соединяющееся с катионом, нейтрализующее кислоты с образованием солиЭтому определению отвечают любые реакции, в том числе и окислительно-восстановительные. Право на существование теории спорно.

Источник: https://po-teme.com.ua/khimiya/sbornik-statej-po-khimii/2332-teorii-kislot-i-osnovanij.html

Определение Аррениуса

Современный подход к этой проблеме впервые сформулировал шведский химик Сванте Аррениус (Svante Arrhenius, 1859–1927).

Его определение, выдвинутое в 1877 году, было очень простым: если некоторое вещество при растворении в воде высвобождает ион водорода (то есть протон, Н+), значит это кислота. Если же при растворении в воде высвобождается гидроксид-ион (ОН–), то это основание.

Согласно этому определению, аккумуляторная кислота, представляющая собой водный раствор серной кислоты (H2SO4), является кислотой, потому что атомы водорода серной кислоты в растворе становятся ионами водорода.

Соответственно, гидроксид натрия (NaOH) является основанием, так как в воде он высвобождает гидроксид-ион. Это определение объясняет, почему кислоты и основания нейтрализуют друг друга. Когда гидроксид-ион встречается с ионом водорода, они соединяются с образованием H2O, обычной воды.

Между прочим, Аррениус активно участвовал в дискуссии о внеземном разуме (см. Парадокс Ферми). Он был сторонником теории панспермии — гипотезы о том, что жизнь с планеты на планету могут переносить микроорганизмы, перемещающиеся через космос, а значит, достаточно было жизни развиться лишь однажды, а не на каждой планете, где она есть.

На смену этой гипотезе пришла теория направленной панспермии, в соответствии с которой где-то в Галактике существует цивилизация, которая рассылает зародыши жизни с целью заселения подходящих планет.

Однако все эти теории только отодвигают решение проблемы происхождения жизни, потому что всё равно остается вопрос, как жизнь зародилась в самом первом месте.

Определение Брёнстеда—Лаури

Определение Аррениуса довольно точное, но область его применения ограниченна — оно годится только для водных растворов (веществ, растворенных в воде).

Вот пример реакции, на которую не распространяется определение Аррениуса: если вы поместите рядом сосуды с соляной кислотой (HCl) и аммиаком (NH3), вы увидите белый дымок над сосудами.

Пары аммиака и соляной кислоты смешиваются в воздухе над сосудами, и происходит химическая реакция

    NH3 + HCl → NH4Cl,

в которой кислота и основание соединяются с образованием хлорида аммония. Поскольку в этой реакции не участвует вода, определение Аррениуса здесь просто неприменимо.

В 1923 году датский химик Йоханнес Николаус Брёнстед (Johannes Nicolaus Brønsted, 1879–1947) и британский химик Томас Мартин Лаури (Thomas Martin Lowry, 1874–1936) предложили новое определение.

В соответствии с ним кислота представляет собой молекулу или ион, способные отдавать протон (то есть ион водорода, H+), а основание представляет собой молекулу или ион, способные принимать протон.

Если рассматриваемая реакция протекает в водной среде, это определение по сути то же, что и определение, предложенное Аррениусом, однако оно распространяется также на реакции, протекающие в отсутствие воды, такие как образование хлорида аммония, описанное выше.

Определение Льюиса

Наконец, последнее обобщение сделало определение кислот и оснований не зависящим не только от присутствия воды, но и от образования протонов. Его выдвинул в 1923 году американский химик Гилберт Ньютон Льюис (Gilbert Newton Lewis, 1875–1946).

Это определение основано на том, каким способом образуются химические связи в химических реакциях между кислотами и основаниями, а не на том, присоединяются или отдаются протоны.

По Льюису, кислота — это химическое соединение, способное принимать электронную пару с последующим образованием ковалентной связи, а основание — это соединение, способное отдавать электронную пару.

Определение Льюиса включает в себя оба более ранних определения, а также объясняет те реакции, в которых не участвует водород.

Например, когда диоксид серы реагирует с ионом кислорода с образованием серного ангидрида (эта реакция играет немаловажную роль в образовании кислотных дождей), ион кислорода отдает два электрона для образования ковалентной связи — иными словами, ведет себя как основание, в то время как диоксид серы принимает электроны и, следовательно, ведет себя как кислота. Эта реакция, протекающая без протона и без воды, подходит под определение Льюиса, но не подходит ни под одно из предшествующих определений.

Показатель pH: измерение кислотности

Для водных растворов широко используется система определения концентрации кислоты или основания, которая лучше всего может быть объяснена в терминах теории Брёнстеда—Лаури.

В чистой воде в каждый момент времени какие-то молекулы H2O диссоциируют на ионы водорода (H+) и гидроксид-ионы (OH–), и одновременно с этим какие-то соседние ионы H+ и OH– соединяются с образованием молекул воды. Таким образом, в воде всегда присутствуют ионы водорода (протоны). Молярная концентрация (см.

Закон Авогадро) водорода в чистой воде составляет 10–7 моль на литр. Это означает, что одна молекула H2O из каждых 10 миллионов находится в форме ионов.

Условились считать, что водородный показатель pH (сокр. от англ. «power of hydrogen» — «степень водорода») чистой воды равен 7 — это математический показатель степени из выражения 10–7, взятый с положительным знаком. Мы можем повысить концентрацию ионов водорода в воде, добавив кислоту.

Например, если мы добавим в чистую воду соляную кислоту (HCl), концентрация ионов водорода возрастет. Если мы достигнем точки, в которой молярная концентрация составляет 10–1 моль на литр, мы получим примерное значение кислотности желудочного сока. pH этого раствора составит 1.

Таким образом, pH ниже 7 характеризует кислоту, и чем меньше значение pH, тем сильнее кислота.

Подобным образом можно понизить концентрацию ионов водорода в чистой воде, добавив основание (ионы OH– основания будут реагировать с ионами H+ с образованием молекул воды). Так, у аммиака, применяемого в домашнем хозяйстве, молярная концентрация ионов водорода составляет всего 10–11 моль на литр, и, следовательно, pH равен 11. А поскольку pH больше 7, это основание.

Источник: https://elementy.ru/trefil/54/Kisloty_i_osnovaniya

Ваш педагог
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: