12.4. Јачина на киселини и бази

Насоката на поместување на киселинско-базната рамнотежа се одредува со следново правило:
Киселинско-базната рамнотежа се пристрасни кон послабата киселина и послабата база.

Киселината е посилна колку полесно се откажува од протонот, а базата е посилна колку полесно го прифаќа протонот и го држи поцврсто. Молекула (или јон) на слаба киселина не е склона да донира протон, а молекулата (или јон) од слаба база не е склона да го прифати тоа, ова го објаснува поместувањето на рамнотежата во нивната насока. Јачината на киселините како и јачината на базите може да се споредат само во истиот растворувач
Бидејќи киселините можат да реагираат со различни бази, соодветните рамнотежи ќе се поместат во една или друга насока до различни степени. Затоа, за да ги споредиме јачините на различни киселини, одредуваме колку лесно овие киселини донираат протони на молекулите на растворувачите. Слично се определува јачината на основата.

Веќе знаете дека молекулата на вода (растворувач) може и да прифати и да донира протон, односно ги покажува и својствата на киселината и својствата на базата. Затоа, и киселините и базите можат да се споредат едни со други по јачина во водени раствори. Во истиот растворувач, јачината на киселината во голема мера зависи од енергијата на кинење врски A-N, а јачината на основата зависи од енергијата на формираната B-H врска.
За квантитативно карактеризирање на јачината на киселина во водени раствори, можете да ја користите константата на киселинско-базната рамнотежа на реверзибилната реакција на дадена киселина со вода:
HA + H 2 O A + H 3 O.

За да се карактеризира јачината на киселина во разредени раствори во кои концентрацијата на водата е речиси константна, користете константа на киселост:

,

Каде К до(HA) = Кц·.

На сосема сличен начин, за квантитативно карактеризирање на јачината на базата, можете да ја користите киселинско-базната константа на рамнотежа на реверзибилната реакција на дадена база со вода:

A + H 2 O HA + OH,

и во разредени раствори - константа на базичност

, Каде К o (HA) = Кв ·.

Во пракса, за да се процени јачината на базата, се користи константата на киселост на киселината добиена од дадена база (т.н. конјугат"киселина), бидејќи овие константи се поврзани со едноставна релација

K o (A) = ДО(H 2 O)/ К к(НА).

Со други зборови, Колку е послаба конјугирана киселина, толку е посилна основата. И обратно, колку е посилна киселината, толку е послаба конјугирана база .

Константите на киселост и базичност обично се одредуваат експериментално. Вредностите на константите на киселоста на различни киселини се дадени во Додаток 13, а вредностите на константите на базичноста на базите се дадени во Додаток 14.
За да се процени кој дел од молекулите на киселина или база во состојба на рамнотежа претрпе реакција со вода, се користи вредност слична (и хомогена) на молската фракција и се нарекува. степен на протолиза(). За киселина NA

.

Овде, вредноста со знакот „pr“ (во броителот) го карактеризира реагираниот дел од киселинските молекули NA, а вредноста со знакот „надвор“ (во именителот) го карактеризира почетниот дел од киселината.
Според равенката на реакцијата

n pr (HA) = n(H3O) = n(А) в pr(HA) = в(H3O) = в(А);
==а · Со ref(NA);
= (1 – а) · Со ref (NA).

Заменувајќи ги овие изрази во равенката константна киселост, добиваме

Така, знаејќи ја константата на киселост и вкупната концентрација на киселината, можно е да се одреди степенот на протолиза на оваа киселина во даден раствор. Слично на тоа, константата на основната базичност може да се изрази преку степенот на протолиза, според тоа, во општа форма

Оваа равенка е математички израз Оствалдовиот закон за разредување. Ако растворите се разредат, односно почетната концентрација не надминува 0,01 mol/l, тогаш може да се користи приближниот сооднос

К= 2 · вуп.

За грубо да се процени степенот на протолиза, оваа равенка може да се користи и при концентрации до 0,1 mol/l.
Киселинско-базните реакции се реверзибилни процеси, но не секогаш. Да го разгледаме однесувањето на молекулите на водород хлорид и водород флуорид во вода:

Молекула на водород хлорид дава протон на молекула на вода и станува хлорид јон. Затоа, во водата, водород хлоридот се манифестира својства на киселина, а самата вода - својства на база. Истото се случува и со молекулата на водород флуорид, и затоа, водород флуоридот исто така покажува својства на киселина. Затоа, воден раствор на водород хлорид се нарекува хлороводородна (или хлороводородна) киселина, а воден раствор на водород флуорид се нарекува флуороводородна (или флуороводородна) киселина. Но, постои значајна разлика помеѓу овие киселини: хлороводородната киселина реагира со вишокот на вода неповратно (целосно), а флуороводородната киселина реагира реверзибилно и малку. Затоа, молекулата на водород хлорид лесно донира протон на молекулата на водата, но молекулата на водород флуорид го прави тоа со тешкотии. Затоа, хлороводородна киселина е класифицирана како силни киселинии флуоресцентни – до слаб.

Јаки киселини: HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3 и некои други.
Сега да го свртиме нашето внимание на десната страна на равенките за реакциите на водород хлорид и водород флуорид со вода. Флуоридниот јон може да прифати протон (со негово отстранување од јонот на оксониум) и да се претвори во молекула на водород флуорид, но хлоридниот јон не може. Следствено, флуоридниот јон покажува својства на база, додека хлоридниот јон не покажува такви својства (туку само во разредени раствори).
Како киселини, постојат силнаИ слаби основи.

Силните базни супстанции ги вклучуваат сите високо растворливи јонски хидроксиди (тие се нарекуваат и " алкалии"), бидејќи кога се раствораат во вода, јоните на хидроксид целосно влегуваат во раствор.

Слабите бази вклучуваат NH 3 ( К О= 1,74·10 –5) и некои други супстанции. Тука спаѓаат и практично нерастворливите хидроксиди на елементите кои формираат метали („метални хидроксиди“), бидејќи кога овие супстанции се во интеракција со вода, само незначително количество на хидроксидни јони поминува во растворот.
Слаби базни честички (тие се нарекуваат и " анјонски бази"): F, NO 2, SO 3 2, S 2, CO 3 2, PO 4 3 и други анјони формирани од слаби киселини.
Анјоните Cl, Br, I, HSO 4, NO 3 и другите анјони формирани од силни киселини немаат основни својства
Не поседувајте кисели својствакатјони Li, Na, K, Ca 2, Ba 2 и други катјони кои се дел од силни бази.

Покрај киселинските и базните честички, има и честички кои покажуваат и кисели и базни својства. Веќе знаете такви својства на молекулата на водата. Покрај водата, тоа се хидросулфитен јон, хидросулфиден јон и други слични јони. На пример, HSO 3 покажува својства на киселина
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O и особини на база
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH.

Таквите честички се нарекуваат амфолити.

Повеќето амфолитни честички се молекули на слаби киселини кои изгубиле некои протони (HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2 и некои други). HSO 4 анјонот не покажува основни својства и е прилично силна киселина ( ДО K = 1,12. 10-2), и затоа не припаѓа на амфолити. Соли кои содржат такви анјони се нарекуваат киселински соли.

Примери на киселински соли и нивните имиња:

Како што веројатно сте забележале, киселинско-базните и редокс реакциите имаат многу заедничко. Следете заеднички карактеристикиа дијаграмот прикажан на слика 12.3 ќе ви помогне да ги пронајдете разликите помеѓу овие типови реакции.

ЈАКА НА КИСЕЛИНА, ЈАКОСТ НА БАЗНАТА, КОНСТАНТА НА КИСЕЛНОСТ, КОНСТАНТА НА ОСНОВНОСТ, КОНЈУГРАНА КИСЕЛИНА, КОНЈУГАТНА БАЗА, СТЕПЕН НА ПРОТОЛИЗА, ОСТВАЛДОВИОТ ЗАКОН ЗА РАЗРЕДУВАЊЕ, СИЛНА КИСЕЛИНА, СЛАБОСЛАБОСЛАБОСЛАБОСЛАБЕ,,, СВЕТИ, киселински соли
1. Која киселина е повеќе склона да донира протон во воден раствор: а) азотна или азотна, б) сулфурна или сулфурна, в) сулфурна или хлороводородна, г) водород сулфид или сулфурна? Запишете ги равенките за реакција. Во случај на реверзибилни реакции, запишете го изразот за константите на киселост.
2. Споредете ја енергијата на атомизација на молекулите на HF и HCl. Дали овие податоци се во согласност со јачината на флуороводородната и хлороводородната киселина?
3. Која честичка е посилна киселина: а) молекула на јаглеродна киселина или бикарбонат јон, б) молекула фосфорна киселина, дихидроген фосфат јон или водород фосфат јон, в) молекула на водород сулфид или хидросулфид јон?
4. Зошто не најдете константи на киселост за сулфурна, хлороводородна, азотна и некои други киселини во Додаток 13?
5. Докажете ја валидноста на врската што ги поврзува константата на базичност и константата на киселост на конјугирани киселини и бази.
6. Запиши ги равенките за реакциите со вода: а) водород бромид и азотна киселина, б) сулфурна и сулфурна киселина, в) азотна киселина и водород сулфид. Кои се разликите помеѓу овие процеси?
7. За следните амфолити: HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2, H 2 O - состави равенки за реакциите на овие честички со вода, запиши изрази за константите на киселост и базичност, запишете ги вредностите на овие константи од Додаток 13 и 14. Определи кои својства, кисели или базни, преовладуваат кај овие честички?
8. Кои процеси може да настанат кога фосфорната киселина се раствора во вода?
Споредба на реактивноста на силните и слабите киселини.

12.5. Киселинско-базни реакции на јони на окониум

И киселините и базите се разликуваат по јачина, растворливост, стабилност и некои други карактеристики. Најважната од овие карактеристики е силата. Најкарактеристичните својства на киселините се манифестираат во силните киселини. Во растворите на силни киселини, киселинските честички се јони на оксониум. Затоа, во овој дел ќе ги разгледаме реакциите во растворите што се јавуваат за време на интеракцијата на јоните на оксониум со разни материи, кои содржат базни честички. Да почнеме со најсилните основи.

а) Реакции на јони на оксониум со јони на оксид

Меѓу многу силните бази, најважен е оксидниот јон, кој е дел од основните оксиди, кои, како што се сеќавате, се јонски супстанции. Овој јон е една од најсилните бази. Затоа, основните оксиди (на пример, составот MO), дури и оние што не реагираат со вода, лесно реагираат со киселини. Механизам на реакција:

Во овие реакции, оксидниот јон нема време да влезе во раствор, туку веднаш реагира со јонот на окониум. Следствено, реакцијата се јавува на површината на оксидот. Ваквите реакции завршуваат, бидејќи многу слаб амфолит (вода) се формира од силна киселина и силна база.

Пример. Реакција на азотна киселина со магнезиум оксид:


MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H 2 O.

Сите основни и амфотерни оксиди реагираат на овој начин со силни киселини, но ако се формира нерастворлива сол, реакцијата во некои случаи многу се забавува, бидејќи слој од нерастворлива сол го спречува навлегувањето на киселината на површината на оксидот ( на пример, реакцијата на бариум оксид со сулфурна киселина).

б) Реакции на јони на окониум со јони на хидроксид

Од сите основни видови кои постојат во водени раствори, јонот на хидроксид е најсилната база. Неговата константа на базичност (55,5) е многу пати поголема од константите на базичност на другите базни честички. Хидроксидните јони се дел од алкалите и, кога се раствораат, влегуваат во раствор. Механизмот на реакција на јоните на оксониум со јони на хидроксид:

.

Пример 1. Реакција на хлороводородна киселина со раствор на натриум хидроксид:


 HCl p + NaOH p = NaCl p + H 2 O.

Како и реакциите со базичните оксиди, таквите реакции завршуваат (неповратни), бидејќи како резултат на преносот на протон од јонски јониум (силна киселина, К K = 55,5) хидроксид јон (силна база, КО = 55,5) молекули на вода (многу слаб амфолит, КК= КО = 1,8·10 -16).
Потсетиме дека реакциите на киселините со базите (вклучувајќи ги и алкалите) се нарекуваат реакции на неутрализација.
Веќе знаете дека чистата вода содржи јони на оксониум и хидроксид (поради автопротолиза на водата), но нивните концентрации се еднакви и крајно незначителни: Со(H 3 O) = Со(OH) = 10 -7 mol/l. Затоа, нивното присуство во вода е практично невидливо.
Истото се забележува и во растворите на супстанции кои не се ниту киселини ниту бази. Таквите решенија се нарекуваат неутрален.

Но, ако додадете киселина или базна супстанција во водата, вишокот на еден од овие јони ќе се појави во растворот. Решението ќе стане киселоили алкален.

Хидроксидните јони се дел не само од алкалите, туку и од практично нерастворливите бази, како и од амфотерните хидроксиди (амфотерните хидроксиди во овој поглед може да се сметаат како јонски соединенија). Оксониумовите јони реагираат и со сите овие супстанции и, како и кај базичните оксиди, реакцијата се јавува на површината на цврстото тело. Механизам на реакција за составот на хидроксид M(OH) 2:

.

Пример 2. Реакција на раствор на сулфурна киселина со бакар хидроксид. Бидејќи јонот на водород сулфат е прилично силна киселина ( КК 0,01), реверзибилноста на неговата протолиза може да се занемари и равенките на оваа реакција може да се напишат на следниов начин:

Cu(OH) 2 + 2H 3 O = Cu 2 + 4H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4р = CuSO 4 + 2H 2 O.

в) Реакции на јони на оксониум со слаби бази

Како и во растворите на алкали, растворите на слаби бази исто така содржат јони на хидроксид, но нивната концентрација е многу пати помала од концентрацијата на самите базни честички (овој сооднос е еднаков на степенот на протолиза на базата). Затоа, брзината на реакцијата на неутрализација на јоните на хидроксид е многу пати помала од брзината на реакцијата на неутрализација на самите базни честички. Следствено, реакцијата помеѓу јоните на оксон и базните честички ќе биде доминантна.

Пример 1. Реакција на неутрализација на хлороводородна киселина со раствор на амонијак:

.

Реакцијата произведува јони на амониум (слаба киселина, К K = 6·10 -10) и молекули на вода, но бидејќи еден од почетните реагенси (амонијак) базата е слаба ( К O = 2·10 -5), тогаш реакцијата е реверзибилна

Но, рамнотежата во него е многу силно поместена надесно (кон производите на реакцијата), толку многу што реверзибилноста често се занемарува со запишување на молекуларната равенка на оваа реакција со знак еднаков:

HCl p + NH 3p = NH 4 Cl p + H 2 O.

Пример 2. Реакција на хидробромна киселина со раствор од натриум бикарбонат. Како амфолит, бикарбонатниот јон се однесува како слаба база во присуство на јони на окониум:

Се појавуваат јаглеродна киселинаможе да се содржи во водени раствори само во многу мали концентрации. Како што се зголемува концентрацијата, се распаѓа. Механизмот на распаѓање може да се замисли на следниов начин:

Резиме хемиски равенки:

H 3 O + HCO 3 = CO 2 + 2H 2 O
HBr р + NaHCO 3р = NaBr р + CO 2 + H 2 O.

Пример 3. Реакции кои настануваат кога растворите на перхлорна киселина и калиум карбонат се соединуваат. Карбонатниот јон е исто така слаба база, иако посилен од бикарбонатниот јон. Реакциите помеѓу овие јони и јонот на оксониум се целосно аналогни. Во зависност од условите, реакцијата може да престане во фазата на формирање на бикарбонат јон или може да доведе до формирање на јаглерод диоксид:

а) H 3 O + CO 3 = HCO 3 + H 2 O
HClO 4p + K 2 CO 3p = KClO 4p + KHCO 3p;
б) 2H 3 O + CO 3 = CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4p + K 2 CO 3p = 2KClO 4p + CO 2 + H 2 O.

Слични реакции се случуваат дури и кога солите што содржат базни честички се нерастворливи во вода. Како и во случајот со базичните оксиди или нерастворливите бази, во овој случај реакцијата се јавува и на површината на нерастворливата сол.

Пример 4. Реакција помеѓу хлороводородна киселина и калциум карбонат:
CaCO 3 + 2H 3 O = Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3p + 2HCl p = CaCl 2p + CO 2 + H 2 O.

Пречка за таквите реакции може да биде формирањето на нерастворлива сол, чиј слој ќе го попречи пенетрацијата на јоните на окониум на површината на реагенсот (на пример, во случај на интеракција на калциум карбонат со сулфурна киселина).

НЕУТРАЛНО РЕШЕНИЕ, КИСЕЛНО РЕШЕНИЕ, АЛКАЛИНСКО РЕШЕНИЈА, РЕАКЦИЈА НА НЕУТРАЛИЗАЦИЈА.
1. Нацртај дијаграми на механизмите на реакции на јоните на окониум со следните супстанции и честички: FeO, Ag 2 O, Fe(OH) 3, HSO 3, PO 4 3 и Cu 2 (OH) 2 CO 3. Користејќи ги дијаграмите, креирајте равенки за јонска реакција.
2.Со кој од наведените оксиди ќе реагираат јоните на окониум: CaO, CO, ZnO, SO 2, B 2 O 3, La 2 O 3? Напишете јонски равенки за овие реакции.
3.Со кој од наведените хидроксиди ќе реагираат јоните на окониум: Mg(OH)2, B(OH)3, Te(OH)6, Al(OH)3? Напишете јонски равенки за овие реакции.
4. Составете јонски и молекуларни равенки за реакциите на водобромната киселина со раствори од следните супстанции: Na 2 CO 3, K 2 SO 3, Na 2 SiO 3, KHCO 3.
5. Состави јонски и молекуларни равенки за реакциите на раствор од азотна киселина со следните супстанции: Cr(OH) 3, MgCO 3, PbO.
Реакции на раствори на силни киселини со бази, базни оксиди и соли.

12.6. Киселинско-базни реакции на слаби киселини

За разлика од растворите на силни киселини, растворите на слаби киселини содржат не само јони на окониум како киселински честички, туку и молекули на самата киселина и има многу пати повеќе киселински молекули од јони на окониум. Според тоа, во овие раствори, доминантна реакција ќе биде реакцијата на самите киселински честички со базните честички, а не реакциите на јоните на окониум. Стапката на реакции кои вклучуваат слаби киселини е секогаш помала од брзината на слични реакции кои вклучуваат силни киселини. Некои од овие реакции се реверзибилни, и колку повеќе, толку е послаба киселината вклучена во реакцијата.

а) Реакции на слаби киселини со јони на оксид

Ова е единствената група на реакции на слаби киселини кои продолжуваат неповратно. Брзината на реакцијата зависи од јачината на киселината. Некои слаби киселини (водород сулфид, јаглеродна и др.) во реакција со нискоактивни базни и амфотерни оксиди(CuO, FeO, Fe 2 O 3, Al 3 O 3, ZnO, Cr 2 O 3 итн.) не влегувајте.

Пример. Реакцијата што се јавува помеѓу манган(II) оксид и раствор оцетна киселина. Механизмот на оваа реакција:

Равенки за реакција:
MnO + 2CH 3 COOH = Mn 2 + 2CH 3 COO + H 2 O
MnO + 2CH 3 COOH p = Mn(CH 3 COO) 2p + H 2 O. (Солите на оцетната киселина се нарекуваат ацетати)

б) Реакции на слаби киселини со јони на хидроксид

Како пример, разгледајте како молекулите на фосфорна (ортофосфорна) киселина реагираат со јони на хидроксид:

Како резултат на реакцијата се добиваат молекули на вода и дихидроген фосфатни јони.
Ако по завршувањето на оваа реакција, јоните на хидроксид останат во растворот, тогаш јоните на дихидроген фосфат, кои се амфолити, ќе реагираат со нив:

Се формираат хидрофосфатни јони, кои, исто така, како амфолити, можат да реагираат со вишок на јони на хидроксид:

.

Јонски равенки за овие реакции

H 3 PO 4 + OH H 2 PO 4 + H 2 O;
H 2 PO 4 + OH HPO 4 2 + H 2 O;
HPO 4 + OH PO 4 3 + H 2 O.

Рамнотежата на овие реверзибилни реакции се поместени надесно. Во вишок на алкален раствор (на пример, NaOH), сите овие реакции се одвиваат речиси неповратно, така што нивните молекуларни равенки обично се пишуваат на следниов начин:

H 3 PO 4р + NaOH р = NaH 2 PO 4р + H 2 O;
NaH 2 PO 4р + NaOH р = Na 2 HPO 4р;
Na 2 HPO 4р + NaOH р = Na 3 PO 4р + H 2 O.

Ако целниот производ на овие реакции е натриум фосфат, тогаш целокупната равенка може да се напише:
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

Така, молекула на фосфорна киселина, влегувајќи во киселинско-базни интеракции, може последователно да донира еден, два или три протони. Во сличен процес, молекула на хидросулфидна киселина (H 2 S) може да донира еден или два протони, а молекула на азотна киселина (HNO 2) може да донира само еден протон. Според тоа, овие киселини се класифицирани како триосновни, двоосновни и едноосновни.

Соодветната карактеристика на основата се нарекува киселост.

Примери за еднокиселински бази се NaOH, KOH; примери на диацидни бази се Ca(OH)2, Ba(OH)2.
Најсилните од слабите киселини можат да реагираат и со јони на хидроксид кои се дел од нерастворливи бази, па дури и со амфотерни хидроксиди.

в) Реакции на слаби киселини со слаби бази

Речиси сите овие реакции се реверзибилни. Во согласност со општо правилорамнотежа во такви реверзибилни реакциипристрасен кон послаби киселини и послаби бази.

ОСНОВНОСТ НА КИСЕЛИНАТА, КИСЕЛНОСТ НА БАЗАТА.
1. Направете дијаграми на механизмите на реакции кои се случуваат во воден раствор помеѓу мравја киселина и следниве супстанции: Fe 2 O 3, KOH и Fe(OH) 3. Користејќи ги дијаграмите, креирајте јонски и молекуларни равенки за овие реакции. (тетрааквацинк јон) и 3aq ак+ H 3 O.
4. Во која насока ќе се помести рамнотежата во овој раствор а) кога ќе се разреди со вода, б) кога ќе му се додаде раствор од силна киселина?

ДЕФИНИЦИЈА

Киселини- електролити, при чиешто дисоцијација се формираат само јони H + (H 3 O +) од позитивни јони:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;

H 2 S ↔ H + + HS — ↔ 2H + + S 2-.

Постојат неколку класификации на киселини, така што, според бројот на атоми на водород способни за загревање во воден раствор, киселините се делат на монобазни (HF, HNO 2), двобазни (H 2 CO 3) и трибазни (H 3 PO 4 ). Во зависност од содржината на атомите на кислород во киселината, киселините се делат на без кислород (HCl, HF) и кои содржат кислород (H 2 SO 4, H 2 SO 3).

Хемиски својства на киселините

Хемиските својства на неорганските киселини вклучуваат:

- способноста да се промени бојата на индикаторите, на пример, кога лакмусот влегува во киселински раствор, станува црвен (ова се должи на дисоцијација на киселините);

- интеракција активни метали, стои во серијата активности до водород

Fe + H2SO4 (p - p) = FeSO4 + H2;

— интеракција со основни и амфотерни оксиди

2HCl + FeO = FeCl2 + H2O;

6HNO3 + Al2O3 = 2Al(NO3) 3 + 3H2O;

- интеракција со бази (во случај на интеракција на киселини со алкалии, се јавува реакција на неутрализација при која се формираат сол и вода; само киселините растворливи во вода реагираат со бази нерастворливи во вода)

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O;

H2SO4 + Cu(OH)2↓ = CuSO4 + 2H2O;

- интеракција со соли (само ако за време на реакцијата дојде до формирање на малку или нерастворливо соединение, вода или ослободување на гасовита супстанција)

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl;

2HNO 3 + Na 2 CO 3 = 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O;

— силни киселиниспособни да ги поместат послабите од растворите на нивните соли

K3PO4 + 3HCl = 3KCl + H3PO4;

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O;

- редокс реакции поврзани со својствата на киселинските анјони:

H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl;

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

Физички својства на киселините

На бр. Повеќето неоргански киселини постојат во течна состојба, некои постојат во цврста состојба (H 3 PO 4, H 3 BO 3). Речиси сите киселини се високо растворливи во вода, освен силициумова киселина (H 2 SiO 3)

Добивање киселини

Главните методи за производство на киселини:

— реакции на интеракција на киселинските оксиди со вода

SO3 + H2O = H2SO4;

- реакции на комбинирање на неметали со водород (киселини без кислород)

H2 + S ↔ H2S;

- размена на реакции помеѓу соли и други киселини

K 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ↓ + 2KCl.

Примена на киселини

Од сите неоргански киселини, најкористени се хлороводородната, сулфурната, ортофосфорната и азотна киселина. Тие се користат како суровини за производство на различен опсег на супстанции - други киселини, соли, ѓубрива, бои, експлозиви, лакови и бои итн. Во медицината се користат разредени хлороводородна, фосфорна и борна киселина. Киселините исто така се широко користени во секојдневниот живот.

Примери за решавање проблеми

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Вежбајте пресметајте ја масата на силициумова киселина (претпоставувајќи го нејзиниот состав H 2 SiO 3) добиена со дејство на 400 ml раствор на натриум силикат со масен уделсол 20% (густина на растворот 1,1 g/ml) вишок на хлороводородна киселина.
Решение Да ја напишеме равенката за реакцијата за производство на силициумска киселина:

2HCl + Na 2 SiO 3 = 2NaCl + H 2 SiO 3 ↓.

Ајде да ја најдеме масата на натриум силикат знаејќи го волуменот на растворот, неговата густина и содржината на главната супстанција во растворот (види ја изјавата за проблемот):

m(Na2SiO3) = V(Na2SiO3)×ρ×ω/100%;

m(Na 2 SiO 3) = 400×1,1×20/100% = 88 g.

Потоа, количината на натриум силикат супстанција:

v(Na2SiO3) = m(Na2SiO3)/M(Na2SiO3);

v(Na 2 SiO 3) = 88/122 = 0,72 mol.

Според равенката на реакцијата, количината на супстанцијата на силициум киселина е v(H 2 SiO 3) = v(Na 2 SiO 3) = 0,72 mol. Затоа, масата на силициумова киселина ќе биде еднаква на:

m(H2SiO3) = 0,72 × 78 = 56,2 g.
Одговори Масата на силициумова киселина е 56,2 g.

Киселините се хемиски супстанции, кои обезбедуваат водородни јони или протони кога се мешаат во раствори. Бројот на протони ослободени од одредена киселина всушност ја одредува јачината на киселината - дали е силна или слаба киселина. За да ја разберете моќта на киселините, треба да ја споредите нивната тенденција да донираат протони на слична база (најчесто вода). Јачината е означена со бројот pKA.

Што е силна киселина?

Се вели дека киселината е силна ако се дисоцира или јонизира целосно во раствор. Ова значи дека тој може да даде најголем број H+ јони или протони кога се мешаат во раствор. Овие јони се наелектризирани честички. Бидејќи силната киселина потиснува повеќе јони кога се распаѓа или јонизира, тоа значи дека силната киселина е спроводник на електрична енергија.

Кога киселината се меша во H2O, протонот (H+ јон) се пренесува во H2O за да формира H3O+ (јон на хидроксониум) и а-јон, каде што започнува киселината.

Генерално,

Таков хемиски реакцииможе да се почитува, но во неколку случаи киселината лесно ослободува H+ јон и се чини дека реакцијата е еднострана. И киселината е целосно дисоцирана.

На пример, кога водород хлоридот се раствора во H2O за да се добие HCl, има толку малку обратна реакција што можеме да напишеме:

Еден ден ќе има 100% виртуелна реакција во која водород хлоридот ќе покаже реакција со H3O + (хидроксиден јон) и Cl-јони. Овде силната киселина е водород хлорид.

Што е слаба киселина?

Се вели дека киселината е слаба ако делумно или делумно се јонизира, ослободувајќи само некои од нејзините атоми на водород во раствор. Затоа, тој е помалку ефикасен од силна киселина во ослободувањето на протоните. Слабите киселини имаат повисока pKa од силните киселини.

Етанонската киселина е добар примерслаба киселина. Покажува реакција со H2O за производство на H3O+ (хидроксидни јони) и CH3COOH (јони на етаноат), но обратната реакција покажува поголем успех од напредната. Молекулите реагираат прилично лесно за да ја подобрат киселината и H2O.

Во секое време, само околу еден процент од молекулите на CH 3 COOH покажуваат конверзија во јони. Останува само едноставна молекула на оцетна киселина (систематски наречена етаноична киселина).

Разлика помеѓу силна киселина и слаба киселина

  1. Дефиниција

Силна киселина

Силна киселина е киселина која целосно јонизира во воден раствор. Силната киселина секогаш губи протон (AH+) кога се раствора во H2O. Со други зборови, силната киселина е секогаш на прстите и е доста ефикасна во снабдувањето со протони.

Слаба киселина

Слаба киселина е онаа која е делумно јонизирана во раствор. Тој само нагласува голем број наатоми на водород во раствор. Затоа, таа е помалку способна од силна киселина.

  1. Електрична спроводливост

Силна киселина

Силните киселини секогаш покажуваат силна спроводливост. Силните киселини генерално носат повеќе струја од слабите киселини при ист напон и концентрација.

Слаба киселина

Слабите киселини имаат ниска спроводливост. Тие се лоши спроводници и покажуваат мала вредност за тековниот премин

  1. Брзина реакција

Силна киселина

Брзината на реакција е побрза кај силните киселини

Слаба киселина

Брзината на реакцијата е побавна кај слабите киселини

  1. Примери

Силна киселина

Хлороводородна киселина (HCl), азотна киселина (HNO 3), перхлорна киселина (HClO 4), сулфурна киселина (H 2 SO 4), хидроксид киселина (HI), хлороводородна киселина (HBr), перхлорна киселина (HClO 3).

Разликите помеѓу силните и слабите киселини се дадени подолу: Споредбена табела

Киселини

Киселините се нарекуваат комплексни супстанции, чии молекули се состојат од водородни катјони (протони) и анјони на киселински остатоци.

Киселините можат да бидат неоргански без кислород, неоргански што содржат кислород, органски и сложени. Примери:

HCl, HBr, H 2 S – неоргански кој не содржи кислород (без кислород);

HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4, H 3 PO 4 - неоргански што содржи кислород;

Органски киселини;

Комплексни киселини.

Класификација на киселини

Киселините се класифицираат според многу критериуми, особено според базичноста, според јачината на киселината, според видот на врската што се раскинува со водородот и според тоа дали киселината е органска или неорганска.

Класификација по основа

Според нивната базичност, киселините се делат на:

1) еднобазно 2) двоосновно 3) триосновно 4) полиосновно 5) полиосновно

Монобазни киселини

Тие првенствено вклучуваат киселини, чии молекули содржат само еден атом на водород, кој се дели во вода или поларни растворувачи во форма на протон и може да се замени со метален атом, на пример:

HJ, HBr, HCl, HNO 2, HNO 3, HClO, HClO 2, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, H − C ≡ N. азотна, хипохлорна, хлорид, хлорна киселина, хлор, манган и цијановодородна. За време на дисоцијацијата, сите елиминираат еден водороден катјон:

HClO 2 Н + + СlO 2 ˉ ; HNO 3 H + + NO 3 ˉ

Заедно со таквите монобазни киселини, постојат киселини во кои има неколку атоми на водород, но само еден од нив е способен за дисоцијација или замена со метал, на пример, фосфинска киселина:

На пример, при интеракција со вишок на алкали, само овој водороден атом се заменува и се добива просечна сол, во која вториот атом на водород повеќе не може да се замени:

Na(PH 2 O 2) - средна сол. Атомите на водород кои не се способни за замена се ставаат по централниот атом во киселинскиот остаток, а самиот остаток се става во загради.

Има и многу органска материја, во кој само еден водороден атом е способен за дисоцијација, иако може да има многу атоми на водород.

На пример, пропионската и бензоевата киселина имаат по шест атоми на водород, но само еден од нив е способен за дисоцијација или замена со метал.

Дибазни киселини

Дибазичните киселини првенствено ги вклучуваат оние чии молекули содржат два атоми на водород и двете се способни за дисоцијација, што се јавува во фази:

H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, H 2 C 2 O 4, H 2 SO 3, H 2 SO 4, H 2 SiO 3, H 2 CO 3, H 2 CrO 4, H 2 Cr 2 O 7 . Имињата на овие киселини се соодветно: водород сулфид, водород селенид, водород телурид, оксална, сулфурна, сулфурна, силициум, јаглеродна, хромна, дихромна.

Пример за дисоцијација на двобазна киселина:

H 2 S Н + + HS − прва фаза; HS - Н + + S 2− втора фаза

Примери за интеракција со алкали

H 2 S + KOH → KHS + H 2 O H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O

Исто така, постојат киселини кои имаат повеќе од два атоми на водород, но само два од нив се способни за дисоцијација, на пример:

Кај малинските, сукцинските, адипичните и фталните киселини, од атомите на водород присутни во нивните молекули, само два подвлечени се заменуваат во водени раствори со метал или се дисоцираат:

Трибазни киселини

Тоа се киселини кои содржат три атоми на водород, од кои сите се способни за дисоцијација. На пример, во ортофосфорна киселина:

N 3 RO 4 N + + N 2 RO 4 − N 2 RO 4 − N + + NRO 4 2− NRO 4 2− N + + RO 4 3−

Трите фази на дисоцијација одговараат на две кисели и една средно соли:

NaH 2 PO 4 - натриум дихидроген ортофосфат - кисела сол;

Na 2 HPO 4 – натриум хидроген ортофосфат – кисела сол;

Na 3 PO 4 – натриум ортофосфат – средна сол.

За споредба: Na 2 (PHO 3) - динатриумова сол на фосфонска киселина - просечната сол.

Полибазни киселини

Полибазни киселини

Пример за полибазна киселина е молекулата на РНК. Подолу во неговиот фрагмент, нагласена е повеќекратно повторувачка елементарна единица - нуклеотиден остаток, каде што азотната база може да биде еден од четирите остатоци: аденин, гванин, цитозин или урацил. Секој нуклеотид содржи фрагмент од ортофосфорна киселина, каде што водородниот атом е подвлечен, способен за дисоцијација и замена со метал (види формула на страница 4).

Класификација на киселини по јачина

Според нивната јачина, киселините се делат на силни киселини, киселини со средна јачина, слаби киселини, а некои автори разликуваат и многу слаби киселини. Мерка за јачината на киселините е вредноста – pK a.

Изведување на формулата pK a. Секоја киселина е способна за дисоцијација на јони HA H + + A - . За секој процес на рамнотежа, можеме да напишеме равенка за константата на рамнотежа:

Ако го земеме логаритамот на овој израз користејќи децимални логаритми, тогаш ја добиваме равенката (1):

Ако ги превртиме знаците и ги користиме својствата на логаритмите, ја добиваме равенката (2):

Вообичаено е вредноста - logK a да се означува како pK a, а вредноста - log како pH.

Како резултат на тоа, равенката (2) се трансформира во равенката (3):

Од равенката (3) произлегува дека pK a = pH во случај кога

а тоа пак е можно доколку

Така, pK е pH вредноста на медиумот во кој концентрацијата на недисоцираната киселина е еднаква на концентрацијата на нејзиниот анјон или, со други зборови, кога киселината е половина дисоцирана. За секоја киселина може да се одреди вредноста на pKa. Ако вредноста на pK a е негативна, тогаш киселината е силна; ако вредноста на pK a е позитивна, но помала од 3,5, тогаш киселината е со средна јачина, а ако е поголема од 3,5, тогаш киселината е слаба.

Познавањето на pKa го олеснува предвидувањето дали дадена киселина ќе измести друга киселина од нејзината сол. Математичката пресметка покажува дека киселина со pKa помала за еден, поместува друга киселина од нејзината сол за 90%, на пример:

Ако pKa на поместувачката киселина е помала од pKa на поместената киселина за 2 pH единици или повеќе, тогаш киселината е поместена за 99% или повеќе. На пример:

Секоја силна киселина речиси целосно ќе ја измести слабата киселина од нејзината сол.

Според типот на врската што се раскинува со атомот „H“.

Според овој тип, киселините се делат на елемент (Е) - H, O - H, N - H, C - HИ S−Hкиселини.

ДО E–Nвклучуваат, на пример: HF, HCl, HBr, HI, H 2 Se, H 2 Te.

О - Н - киселини.ВО О - НВо киселините, водородот се отстранува при дисоцијација од кислородот, иако овие киселини во огромното мнозинство на случаи содржат и други атоми, на пример:

Во некои ТОЈкиселините содржат атоми на водород кои не се поврзани со кислород, но тие, по правило, не се способни за дисоцијација, на пример:

Фосфинската киселина е монобазна ТОЈкиселина. Атомите на водород поврзани со фосфор не се способни за дисоцијација и не се заменуваат со метал, дури и со голем вишок на концентрирани алкали.

Фосфонската киселина е двобазна ТОЈкиселина, а водородниот атом поврзан со фосфор исто така не е способен за дисоцијација и замена со метал.

N–H киселини.Тие вклучуваат амонијак, примарни и секундарни амини. На пример, во амонијак можете да го замените водородниот атом поврзан со азот со натриум:

Ацетанилид или анилид на оцетна киселина реагира уште полесно со метали:

2.4

Има и киселина, која е и двете N–HИ S–Hкиселина. Ова е тиоцијанска киселина:

Солите на оваа киселина се нарекуваат тиоцијанати или тиоцијанати: KNCS - калиум тиоцијанид. Остатоци од оваа киселина во различни комплексни соединенијакоординирани со централните атоми или со нивниот атом на азот или со нивниот атом на сулфур. На пример, анјонот - NCS во калиум хексароданоферат (III) - K3 е координиран од атом на азот со катјонот на железо (III), а во калиум тетрародан жива (II) - K2 со атом на сулфур со жива (II ) катјон:

S–H - киселини

ДО S-H- киселинисе однесува на водород сулфид, кој е двобазен S-H-киселина:

H 2 S H + + SH − pK a = 7,00 SH − H + + S 2− pK a = 12,60

ДО S-H- киселиниистото важи бескрајно голем бројмеркаптани - соединенија со општа формула R – S – H, каде што R е јаглеводороден радикал, на пример: етил меркаптан, тиофенол (или фенил меркаптан) и 2-фурил меркаптан (2-меркаптофуран).

Тиофенолот има pK a = 9,43, односно приближно 6 пати посилна киселина од фенолот (pK a = 10)

C – H - киселини

ДО СО - H- киселинисе однесува на ацетилен, во кој двата атоми на водород можат да се заменат со алкален метал, на пример натриум. Ацетиленот е слаба киселина, неговата pK a = 22.

Вклучува и бескрајно голем број на терминални алкини, во кои водородниот атом поврзан со јаглеродниот атом на тројната врска може да се замени или со Na или со дејство на Толеновиот реагенс на сребро:

CH 3 – C ≡ C – H + OH → CH 3 – C ≡ C – Ag↓ + H 2 O + 2 NH 3

Најмоќните познати S–Nкиселините е тринитрометан, кој речиси целосно се дисоцира на јони во водата, бидејќи неговата pK a = 0,16, односно, тоа е киселина со средна јачина, но многу блиску до силните киселини.

Методи за производство на киселини

Некои киселини може да се добијат со директна интеракција на едноставни супстанции:

H 2 + F 2 → 2 HF течна флуороводородна киселина (флуороводородна киселина)

H 2 + 2 C + N 2 ―-→ 2 HCN цијановодородна киселина

Киселините, кои се раствори на киселински гасови во вода, може да се добијат во две технолошки фази:

1) интеракција на водородот со едноставна супстанција;

2) растворање на овој кисел гас во вода, на пример:

Добиваме и сулфурни и јаглеродни киселини:

S + O 2 → SO 2 SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 C + O 2 → CO 2 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

Многу киселини може да се добијат со реакција на киселински оксиди со вода. Некои реакции се реверзибилни (со CO 2 и SO 2), други не се реверзибилни: SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4,

N 2 O 5 + H 2 O → 2 HNO 3, Cl 2 O 7 + H 2 O → 2 HClO 4.

Кога некои киселински оксиди комуницираат со вода, во зависност од условите на реакцијата, тие можат да произведат различни киселини, На пример:

Кога некои кисели оксиди реагираат со вода, две различни киселини се формираат како резултат на реакција на диспропорционалност:

Киселините може да се добијат со нивно поместување од соли со посилни киселини:

Од соли на посилни, но испарливи киселини, тие можат да се изолираат под дејство на послаби, но не испарливи киселини:

Доколку киселината собна температуране е испарлив, но неговата точка на вриење не е премногу висока, може да се изолира кога се загрева:

Киселините може да се добијат со електролиза на соли во кои катјонот се испушта на катодата, но анјонот не може да се испушти на анодата:

Киселините може да се добијат со реакции на размена на киселини со киселински оксиди:

4 HClO 4 + P 4 O 10 → 4 HPO 4 + 2 Cl 2 O 7 4 HNO 3 + P 4 O 10 → 4 HPO 3 + 2 N 2 O 5

Органските киселини исто така влегуваат во истите реакции, формирајќи анхидриди карбоксилни киселини:

Некои киселини може да се добијат со оксидација на други киселини со атмосферски кислород:

2 H 2 SO 3 + O 2 → 2 H 2 SO 4 2 HNO 2 + O 2 → 2 HNO 3

Некои со дополнителна оксидација на оксидите во воден раствор со атмосферски кислород, на пример, кога индустриски методдобивање на азотна киселина:

4 NO 2 + 2 H 2 O + O 2 → 4 HNO 3

Некои киселини се добиваат со диспропорција на другите киселини:

Некои киселини, на пример, сулфурна и фосфорна, може да се претворат во други киселини со реакција со соодветните оксиди:

H 2 SO 4 + SO 3 → H 2 S 2 O 7 (дисулфур) H 2 S 2 O 7 + SO 3 → H 2 S 3 O 10 (дисулфур)

H 2 S 3 O 10 + SO 3 → H 2 S 4 O 13 (тетрасулфур) 8 H 3 PO 4 + P 4 O 10 → 6 H 4 P 2 O 7 (пирофосфорна)

При оксидација на неметали со оксидирачки киселини:

Како + 5 HNO 3 → H 3 AsO 4 + 5 NO 2 + H 2 O

Комплексните киселини може да се добијат со оксидација на благородни метали со „региа вотка“:

3 Pt + 18 HCl конц. + 4 HNO 3 конц. → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Au + HNO 3 конц. + 4 HCl конц. → H + NO + 2 H 2 O

Или оксидација на силициум со мешавина од флуороводоводни и азотни киселини:

3 Si + 18 HF + 4 HNO 3 → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Органските киселини може да се добијат со оксидација во различни услови од многу класи органски соединенија, особено алкани, алкени, алкадиени, алкини, алкиларени, примарни алкохоли, алдехиди, кетони, естри. Монокарбоксилните киселини може да се добијат од дикарбоксилни киселинисо декарбоксилација (материјалот ќе биде претставен во соодветните делови од органската хемија).


Поврзани информации.


Малку теорија

Киселини

Киселини - ова се сложени супстанции формирани од атоми на водород кои можат да се заменат со метални атоми и киселиостатоци.

Киселини- ова се електролити, при чие дисоцијација се формираат само водородни катјони и анјони на киселински остатоци.

Класификација на киселини

Класификација на киселини по состав

Класификација на киселините според бројот на атоми на водород

Класификација на киселини во силни и слаби киселини.

Хемиски својства на киселините

  • Интеракција со основните оксиди за формирање на сол и вода:
  • Интеракција со амфотерични оксиди за формирање на сол и вода:
  • Интеракција со алкалии за формирање на сол и вода (реакција на неутрализација):
  • Интеракција со соли, ако се појават врнежи или се ослободува гас:
  • Силните киселини ги отстрануваат послабите од нивните соли:

(во овој случај, се формира нестабилна јаглеродна киселина, која веднаш се распаѓа на вода и јаглерод диоксид)

- лакмусот станува црвен

Метил портокал станува црвено.

Добивање киселини

1. водород + неметал
H 2 + S → H 2 S
2. киселински оксид + вода
P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4
Исклучок:
2NO 2 + H 2 O → HNO 2 + HNO 3
SiO 2 + H 2 O - не реагира
3. киселина + сол
Производот од реакцијата треба да формира талог, гас или вода. Типично, посилните киселини ги менуваат помалку силните киселини од солите. Ако солта е нерастворлива во вода, тогаш таа реагира со киселината и формира гас.
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 O + CO 2
K 2 SiO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ↓

Причини

Причини(основни хидроксиди) се сложени супстанции кои се состојат од метални атоми или јони на амониум и хидроксилна група (-OH). Во воден раствор тие се дисоцираат и формираат OH- катјони и анјони. Името на основата обично се состои од два збора: „метал/амониум хидроксид“. Базите кои се многу растворливи во вода се нарекуваат алкалии.

Класификација на бази

1. Со растворливост во вода.
Растворливи бази
(алкали): натриум хидроксид NaOH, калиум хидроксид KOH, бариум хидроксид Ba(OH)2, стронциум хидроксид Sr(OH)2, цезиум хидроксид CsOH, рубидиум хидроксид RbOH.
Практично нерастворливи бази
: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2
Поделбата на растворливи и нерастворливи бази речиси целосно се совпаѓа со поделбата на силни и слаби бази или хидроксиди на метали и преодни елементи
2. По бројот на хидроксилни групи во молекулата.
- Моно-киселина(натриум хидроксид NaOH)
- Диацид(бакар(II) хидроксид Cu(OH) 2 )
- Триацид(железо(III) хидроксид во (OH) 3 )
3. По нестабилност.
- Испарливи: NH3
- Неиспарливи: алкалии, нерастворливи бази.
4. Во однос на стабилноста.
- Стабилна: натриум хидроксид NaOH, бариум хидроксид Ba(OH)2
- Нестабилен: амониум хидроксид NH3·H2O (амонијак хидрат).
5. Според степенот на електролитичка дисоцијација.
- Силни (α > 30%): алкалии.

Слаб (α< 3 %): нерастворимые основания.

Потврда

  • Интеракцијата на силен основен оксид со вода произведува силна база или алкали.

Слаба основа и амфотерни оксидиТие не реагираат со вода, па на овој начин не може да се добијат соодветните хидроксиди.
  • Хидроксидите на ниско-активни метали се добиваат со додавање на алкали во растворите на соодветните соли. Бидејќи растворливоста на слабо базичните хидроксиди во вода е многу мала, хидроксидот се таложи од растворот во форма на желатинозна маса.
  • Хидроксидите на алкалните метали се произведуваат индустриски со електролиза на водени раствори на сол:
  • Некои основи може да се добијат со реакции на размена:


Хемиски својства

  • Во водените раствори, базите се дисоцираат, што ја менува јонската рамнотежа:

оваа промена е евидентна во боите на некои
киселинско-базни индикатори:
лакмус станува сина
метил портокал - жолта,
фенолфталеинстекнуваобичка боја.
  • При интеракција со киселина, се јавува реакција на неутрализација и се формираат сол и вода:

Забелешка:
реакцијата не се јавува ако и киселината и базата се слаби .
  • Ако има вишок киселина или база, реакцијата на неутрализација не завршува до крај и се формираат кисели или базни соли, соодветно:

  • Растворливите бази можат да реагираат со амфотерични хидроксиди за да формираат хидрокс комплекси:
  • Базите реагираат со кисели или амфотерни оксиди за да формираат соли:

  • Растворливите бази влегуваат во реакции на размена со растворливи соли: