Kwasy składają się z. Kwasy nieorganiczne. Oddziaływanie kwasów z zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi

12.4. Siła kwasów i zasad

Kierunek przesunięcia równowagi kwasowo-zasadowej określa następująca zasada:
Równowagi kwasowo-zasadowe są przesunięte w stronę słabszego kwasu i słabszej zasady.

Kwas jest silniejszy, im łatwiej oddaje proton, a zasada jest silniejsza, im łatwiej przyjmuje proton i mocniej go trzyma. Cząsteczka (lub jon) słabego kwasu nie jest skłonna oddawać protonu, a cząsteczka (lub jon) słabej zasady nie jest skłonna go przyjąć, co wyjaśnia przesunięcie równowagi w ich kierunku. Siłę kwasów i zasad można porównywać tylko w tym samym rozpuszczalniku
Ponieważ kwasy mogą reagować z różnymi zasadami, odpowiadające im równowagi zostaną przesunięte w tym czy innym kierunku w różnym stopniu. Dlatego, aby porównać moc różnych kwasów, określamy, jak łatwo kwasy te przekazują protony cząsteczkom rozpuszczalnika. Siłę gruntów określa się w podobny sposób.

Wiesz już, że cząsteczka wody (rozpuszczalnika) może zarówno przyjmować, jak i oddawać proton, to znaczy wykazuje zarówno właściwości kwasu, jak i właściwości zasady. Dlatego zarówno kwasy, jak i zasady można porównywać ze sobą pod względem siły roztwory wodne. W tym samym rozpuszczalniku moc kwasu zależy w dużej mierze od energii rozdzierania połączenia A-N, a siła zasady zależy od energii utworzonego wiązania B-H.
Aby ilościowo scharakteryzować moc kwasu w roztworach wodnych, można posłużyć się stałą równowagi kwasowo-zasadowej odwracalnej reakcji danego kwasu z wodą:
HA + H 2 O A + H 3 O.

Aby scharakteryzować moc kwasu w rozcieńczonych roztworach, w których stężenie wody jest prawie stałe, należy zastosować stała kwasowości:

Gdzie K. do(HA) = Kc·.

W zupełnie podobny sposób, aby ilościowo scharakteryzować moc zasady, można posłużyć się stałą równowagi kwasowo-zasadowej odwracalnej reakcji danej zasady z wodą:

A + H2O HA + OH,

i w rozcieńczonych roztworach - stała zasadowości

, Gdzie K o (HA) = K C ·.

W praktyce do oceny mocy zasady wykorzystuje się stałą kwasowości kwasu otrzymanego z danej zasady (tzw. sprzężony" kwas), gdyż stałe te powiązane są prostą zależnością

Ko (A) = DO(H2O)/ K k(NA).

Innymi słowy, Im słabszy sprzężony kwas, tym mocniejsza zasada. I wzajemnie, im silniejszy kwas, tym słabsza sprzężona zasada .

Stałe kwasowości i zasadowości są zwykle wyznaczane eksperymentalnie. Wartości stałych kwasowości różnych kwasów podano w dodatku 13, a wartości stałych zasadowości zasad podano w dodatku 14.
Aby oszacować, jaka część cząsteczek kwasu lub zasady w stanie równowagi uległa reakcji z wodą, przyjmuje się wartość zbliżoną (i jednorodną) do ułamka molowego i nazywa się to stopień protolizy(). Dla kwasu NA

Tutaj wartość z indeksem dolnym „pr” (w liczniku) charakteryzuje przereagowaną część cząsteczek kwasu NA, a wartość z indeksem dolnym „out” (w mianowniku) charakteryzuje początkową część kwasu.
Zgodnie z równaniem reakcji

n pr (HA) = N(H3O) = N(A) C pr(HA) = C(H3O) = C(A);
==a · Z ref(NA);
= (1 – a) · Z ref.(NA).

Podstawiając te wyrażenia do równania stałej kwasowości, otrzymujemy

Zatem znając stałą kwasowości i stężenie całkowite kwasu można określić stopień protolizy tego kwasu w danym roztworze. Podobnie zasadową stałą zasadowości można wyrazić poprzez stopień protolizy, a zatem w formie ogólnej

To równanie jest wyrażeniem matematycznym Prawo rozcieńczeń Ostwalda. Jeżeli roztwory są rozcieńczone, czyli początkowe stężenie nie przekracza 0,01 mol/l, można zastosować przybliżony stosunek

K= 2 · C ref.

Aby z grubsza oszacować stopień protolizy, równanie to można zastosować również przy stężeniach do 0,1 mol/l.
Reakcje kwasowo-zasadowe są procesami odwracalnymi, ale nie zawsze. Rozważmy zachowanie cząsteczek chlorowodoru i fluorowodoru w wodzie:

Cząsteczka chlorowodoru oddaje proton cząsteczce wody i staje się jonem chlorkowym. Dlatego w wodzie występuje chlorowodór właściwości kwasu, a sama woda - właściwości zasady. To samo dzieje się z cząsteczką fluorowodoru, dlatego fluorowodór również wykazuje właściwości kwasu. Dlatego wodny roztwór chlorowodoru nazywany jest kwasem solnym (lub solnym), a wodny roztwór fluorowodoru nazywany jest kwasem fluorowodorowym (lub fluorowodorowym). Istnieje jednak znacząca różnica między tymi kwasami: kwas solny reaguje z nadmiarem wody nieodwracalnie (całkowicie), a kwas fluorowodorowy reaguje odwracalnie i nieznacznie. Dlatego cząsteczka chlorowodoru z łatwością przekazuje proton cząsteczce wody, ale cząsteczka fluorowodoru robi to z trudnością. Dlatego kwas solny jest klasyfikowany jako mocne kwasy i fluorescencyjne – do słaby.

Silne kwasy: HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3 i kilka innych.
Zwróćmy teraz uwagę na prawą stronę równań reakcji chlorowodoru i fluorowodoru z wodą. Jon fluorkowy może przyjąć proton (poprzez usunięcie go z jonu oksoniowego) i przekształcić się w cząsteczkę fluorowodoru, ale jon chlorkowy nie. W konsekwencji jon fluorkowy wykazuje właściwości zasady, natomiast jon chlorkowy takich właściwości nie wykazuje (ale tylko w rozcieńczonych roztworach).
Podobnie jak kwasy, istnieją mocny I słabe podstawy.

Do silnych substancji zasadowych zaliczają się wszystkie dobrze rozpuszczalne wodorotlenki jonowe (nazywane są także „ zasady”), ponieważ po rozpuszczeniu w wodzie jony wodorotlenkowe całkowicie przechodzą do roztworu.

Słabe zasady obejmują NH3 ( KO= 1,74·10 –5) i niektóre inne substancje. Należą do nich również praktycznie nierozpuszczalne wodorotlenki pierwiastków tworzących metale („wodorotlenki metali”), ponieważ podczas interakcji tych substancji z wodą do roztworu przechodzi tylko niewielka ilość jonów wodorotlenkowych.
Słabe cząstki zasadowe (nazywane są również „ zasady anionowe”): F, NO 2, SO 3 2, S 2, CO 3 2, PO 4 3 i inne aniony powstałe ze słabych kwasów.
Aniony Cl, Br, I, HSO 4, NO 3 i inne aniony powstające z mocnych kwasów nie mają właściwości zasadowych
Nie posiadaj właściwości kwasowe kationy Li, Na, K, Ca 2, Ba 2 i inne kationy wchodzące w skład mocnych zasad.

Oprócz cząstek kwasów i zasad istnieją również cząstki, które wykazują właściwości zarówno kwasowe, jak i zasadowe. Takie właściwości cząsteczki wody już znasz. Oprócz wody są to jon wodorosiarczynowy, jon wodorosiarczkowy i inne podobne jony. Na przykład HSO 3 wykazuje właściwości kwasu
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O i właściwości zasadowe
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH.

Takie cząstki nazywane są amfolity.

Większość cząstek amfolitu to cząsteczki słabych kwasów, które utraciły część protonów (HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2 i kilka innych). Anion HSO 4 nie wykazuje właściwości zasadowych i jest raczej mocnym kwasem ( DO K = 1,12. 10–2), a zatem nie należy do amfolitów. Sole zawierające takie aniony nazywane są sole kwasowe.

Przykłady soli kwasów i ich nazwy:

Jak zapewne zauważyłeś, reakcje kwasowo-zasadowe i redoks mają ze sobą wiele wspólnego. Podążać wspólne cechy a diagram pokazany na rysunku 12.3 pomoże Ci znaleźć różnice pomiędzy tego typu reakcjami.

MOC KWASÓW, MOC ZASAD, STAŁA KWASOWOŚCI, STAŁA ZASADOWOŚCI, KWAS SPRZĘŻONY, ZASADA SPRZĘŻONA, STOPIEŃ PROTOLIZY, PRAWO ROZCIEŃCZANIA OSTWALDA, MOCNY KWAS, SŁABY KWAS, SILNA ZASADA, SŁABA ZASADA, ALKALIA, ZASADA ANI ONE, AMFOLITY, KWASOWE SOLE
1. Który kwas jest bardziej skłonny do oddawania protonu w roztworze wodnym: a) azotowy czy azotowy, b) siarkowy czy siarkowy, c) siarkowy czy solny, d) siarkowodór czy siarkowy? Zapisz równania reakcji. W przypadku reakcji odwracalnych zapisz wyrażenie na stałą kwasowości.
2. Porównaj energię atomizacji cząsteczek HF i HCl. Czy dane te są zgodne z mocą kwasu fluorowodorowego i solnego?
3. Która cząstka jest silniejszym kwasem: a) cząsteczka kwasu węglowego czy jonu wodorowęglanowego, b) cząsteczka Kwas fosforowy, jon diwodorofosforanowy lub jon wodorofosforanowy, c) cząsteczka siarkowodoru lub jon wodorosiarczkowy?
4. Dlaczego w Załączniku 13 nie znajdziesz stałych kwasowości dla kwasów siarkowego, solnego, azotowego i niektórych innych?
5.Wykazać słuszność zależności łączącej stałą zasadowości ze stałą kwasowości sprzężonych kwasów i zasad.
6. Zapisz równania reakcji z wodą: a) bromowodor i kwas azotowy, b) kwasy siarkowy i siarkawy, c) kwas azotowy i siarkowodór. Jakie są różnice pomiędzy tymi procesami?
7. Dla amfolitów: HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2, H 2 O - ułóż równania reakcji tych cząstek z wodą, zapisz wyrażenia na stałe kwasowości i zasadowości, zapisz wartości tych stałych z Załączników 13 i 14. Określ, jakie właściwości, kwasowe czy zasadowe, dominują w tych cząstkach?
8. Jakie procesy mogą zachodzić podczas rozpuszczania kwasu fosforowego w wodzie?
Porównanie reaktywności mocnych i słabych kwasów.

12,5. Reakcje kwasowo-zasadowe jonów oksoniowych

Zarówno kwasy, jak i zasady różnią się siłą, rozpuszczalnością, stabilnością i niektórymi innymi cechami. Najważniejszą z tych cech jest siła. Najbardziej charakterystyczne właściwości kwasów przejawiają się w mocnych kwasach. W roztworach mocnych kwasów cząsteczkami kwasu są jony oksoniowe. Dlatego w tej sekcji rozważymy reakcje w roztworach zachodzące podczas interakcji jonów oksoniowych różne substancje, zawierający cząstki zasadowe. Zacznijmy od najmocniejszych fundamentów.

a) Reakcje jonów oksoniowych z jonami tlenkowymi

Wśród bardzo mocnych zasad najważniejszy jest jon tlenkowy, wchodzący w skład tlenków zasadowych, które, jak pamiętacie, są substancje jonowe. Jon ten jest jedną z najsilniejszych zasad. Dlatego zasadowe tlenki (na przykład skład MO), nawet te, które nie reagują z wodą, łatwo reagują z kwasami. Mechanizm reakcji:

W tych reakcjach jon tlenkowy nie ma czasu na przejście do roztworu, ale natychmiast reaguje z jonem oksoniowym. W rezultacie reakcja zachodzi na powierzchni tlenku. Takie reakcje dobiegają końca, ponieważ z mocnego kwasu i mocnej zasady powstaje bardzo słaby amfolit (woda).

Przykład. Reakcja kwasu azotowego z tlenkiem magnezu:

MgO + 2HNO 3p = Mg(NO3) 2p + H2O.

Wszystkie zasadowe i amfoteryczne tlenki reagują w ten sposób z mocnymi kwasami, ale jeśli tworzy się nierozpuszczalna sól, reakcja w niektórych przypadkach znacznie spowalnia, ponieważ warstwa nierozpuszczalnej soli zapobiega przenikaniu kwasu na powierzchnię tlenku ( na przykład reakcja tlenku baru z kwasem siarkowym).

b) Reakcje jonów oksoniowych z jonami wodorotlenkowymi

Ze wszystkich zasad występujących w roztworach wodnych jon wodorotlenkowy jest najsilniejszą zasadą. Jego stała zasadowości (55,5) jest wielokrotnie wyższa niż stała zasadowości innych cząstek zasadowych. Jony wodorotlenkowe są częścią zasad i po rozpuszczeniu przechodzą do roztworu. Mechanizm reakcji jonów oksoniowych z jonami wodorotlenkowymi:

Przykład 1. Reakcja kwasu solnego z roztworem wodorotlenku sodu:

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

Podobnie jak reakcje z tlenkami zasadowymi, reakcje te dobiegają końca (nieodwracalnie), ponieważ w wyniku przeniesienia protonu przez jon oksoniowy (mocny kwas, K K = 55,5) jon wodorotlenkowy (mocna zasada, K O = 55,5) cząsteczki wody (bardzo słaby amfolit, K K= K O = 1,8 · 10 -16).
Przypomnijmy, że reakcje kwasów z zasadami (w tym zasadami) nazywane są reakcjami zobojętniania.
Wiesz już, że czysta woda zawiera jony oksoniowe i wodorotlenkowe (w wyniku autoprotolizy wody), ale ich stężenia są równe i wyjątkowo nieznaczne: Z(H3O) = Z(OH) = 10-7 mol/l. Dlatego ich obecność w wodzie jest praktycznie niewidoczna.
To samo obserwuje się w roztworach substancji, które nie są ani kwasami, ani zasadami. Takie rozwiązania nazywane są neutralny.

Ale jeśli do wody dodasz substancję kwasową lub zasadową, w roztworze pojawi się nadmiar jednego z tych jonów. Rozwiązaniem będzie kwaśny Lub alkaliczny.

Jony wodorotlenkowe są częścią nie tylko zasad, ale także praktycznie nierozpuszczalnych zasad, a także wodorotlenków amfoterycznych (pod tym względem wodorotlenki amfoteryczne można uznać za związki jonowe). Ze wszystkimi tymi substancjami reagują również jony oksoniowe i podobnie jak w przypadku tlenków zasadowych, reakcja zachodzi na powierzchni ciała stałego. Mechanizm reakcji dla składu wodorotlenkowego M(OH) 2:

Przykład 2. Reakcja roztworu kwasu siarkowego z wodorotlenkiem miedzi. Ponieważ jon wodorosiarczanowy jest raczej mocnym kwasem ( K K 0,01), można pominąć odwracalność jej protolizy i równania tej reakcji można zapisać w następujący sposób:

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

c) Reakcje jonów oksoniowych ze słabymi zasadami

Podobnie jak w roztworach zasad, roztwory słabych zasad również zawierają jony wodorotlenkowe, ale ich stężenie jest wielokrotnie mniejsze niż stężenie samych cząstek zasady (stosunek ten jest równy stopniowi protolizy zasady). Dlatego szybkość reakcji zobojętniania jonów wodorotlenkowych jest wielokrotnie mniejsza niż szybkość reakcji zobojętniania samych cząstek zasadowych. W związku z tym dominować będzie reakcja pomiędzy jonami oksoniowymi i cząsteczkami zasadowymi.

Przykład 1. Reakcja zobojętniania kwasu solnego roztworem amoniaku:

W wyniku reakcji powstają jony amonowe (słaby kwas, K K = 6,10 -10) i cząsteczki wody, ale ponieważ jednym z początkowych odczynników (amoniak) jest zasada słaba ( K O = 2,10 -5), wówczas reakcja jest odwracalna

Jednak równowaga w nim jest bardzo mocno przesunięta w prawo (w stronę produktów reakcji) do tego stopnia, że często zaniedbuje się odwracalność, zapisując równanie molekularne tej reakcji ze znakiem równości:

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

Przykład 2. Reakcja kwasu bromowodorowego z roztworem wodorowęglanu sodu. Będąc amfolitem, jon wodorowęglanowy zachowuje się jak słaba zasada w obecności jonów oksoniowych:

Powstające kwas węglowy mogą być zawarte w roztworach wodnych tylko w bardzo małych stężeniach. Wraz ze wzrostem stężenia ulega rozkładowi. Mechanizm rozkładu można sobie wyobrazić w następujący sposób:

Podsumowanie równań chemicznych:

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

Przykład 3. Reakcje zachodzące po połączeniu roztworów kwasu nadchlorowego i węglanu potasu. Jon węglanowy jest również słabą zasadą, chociaż silniejszą niż jon wodorowęglanowy. Reakcje pomiędzy tymi jonami i jonem oksoniowym są całkowicie analogiczne. W zależności od warunków reakcja może zatrzymać się na etapie tworzenia jonu wodorowęglanowego lub może doprowadzić do powstania dwutlenku węgla:

a) H 3 O + CO 3 = HCO 3 + H 2 O
HClO 4p + K2CO 3p = KClO 4p + KHCO 3p;
b) 2H3O + CO3 = CO2 + 3H2O
2HClO 4p + K 2 CO 3p = 2KClO 4p + CO 2 + H 2 O.

Podobne reakcje zachodzą nawet wtedy, gdy sole zawierające cząstki zasady są nierozpuszczalne w wodzie. Podobnie jak w przypadku zasadowych tlenków czy nierozpuszczalnych zasad, tak i w tym przypadku reakcja zachodzi na powierzchni nierozpuszczalnej soli.

Przykład 4. Reakcja kwasu solnego i węglanu wapnia:
CaCO 3 + 2H 3 O = Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3p + 2HCl p = CaCl 2p + CO2 + H2O.

Przeszkodą w takich reakcjach może być tworzenie się nierozpuszczalnej soli, której warstwa będzie utrudniać przenikanie jonów oksoniowych na powierzchnię odczynnika (na przykład w przypadku oddziaływania węglanu wapnia z kwasem siarkowym).

ROZTWÓR NEUTRALNY, ROZTWÓR KWAŚNY, ROZTWÓR ALKALICZNY, REAKCJA NEUTRALIZACJI.
1. Sporządzić schematy mechanizmów reakcji jonów oksoniowych z następującymi substancjami i cząstkami: FeO, Ag 2 O, Fe(OH) 3, HSO 3, PO 4 3 i Cu 2 (OH) 2 CO 3. Korzystając z diagramów, utwórz równania reakcji jonowych.
2. Z którymi tlenkami będą reagować jony oksoniowe: CaO, CO, ZnO, SO 2, B 2 O 3, La 2 O 3? Zapisz równania jonowe tych reakcji.
3. Z którymi wodorotlenkami zareagują jony oksoniowe: Mg(OH)2, B(OH)3, Te(OH)6, Al(OH)3? Zapisz równania jonowe tych reakcji.
4. Ułóż równania jonowe i molekularne reakcji kwasu bromowodorowego z roztworami następujących substancji: Na 2 CO 3, K 2 SO 3, Na 2 SiO 3, KHCO 3.
5. Ułożyć równania jonowe i molekularne reakcji roztworu kwasu azotowego z substancjami: Cr(OH) 3, MgCO 3, PbO.
Reakcje roztworów mocnych kwasów z zasadami, zasadowymi tlenkami i solami.

12.6. Reakcje kwasowo-zasadowe słabych kwasów

W przeciwieństwie do roztworów mocnych kwasów, roztwory słabych kwasów zawierają w postaci cząstek kwasu nie tylko jony oksoniowe, ale także cząsteczki samego kwasu, a cząsteczek kwasu jest wielokrotnie więcej niż jonów oksoniowych. Dlatego w tych roztworach dominującą reakcją będzie reakcja samych cząstek kwasu z cząsteczkami zasady, a nie reakcje jonów oksoniowych. Szybkość reakcji z udziałem słabych kwasów jest zawsze mniejsza niż szybkość podobnych reakcji z udziałem mocnych kwasów. Niektóre z tych reakcji są odwracalne, a im więcej, tym słabszy kwas biorący udział w reakcji.

a) Reakcje słabych kwasów z jonami tlenkowymi

Jest to jedyna grupa reakcji słabych kwasów, które przebiegają nieodwracalnie. Szybkość reakcji zależy od mocy kwasu. Niektóre słabe kwasy (siarkowodór, węglowy itp.) w reakcji z niskoaktywną zasadą i tlenki amfoteryczne(CuO, FeO, Fe 2 O 3, Al 3 O 3, ZnO, Cr 2 O 3 itp.) nie wchodzą.

Przykład. Reakcja zachodząca pomiędzy tlenkiem manganu(II) a roztworem kwas octowy. Mechanizm tej reakcji:

Równania reakcji:
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. (Sole kwasu octowego nazywane są octanami)

b) Reakcje słabych kwasów z jonami wodorotlenkowymi

Jako przykład rozważmy, jak cząsteczki kwasu fosforowego (ortofosforowego) reagują z jonami wodorotlenkowymi:

W wyniku reakcji powstają cząsteczki wody i jony diwodorofosforanowe.
Jeśli po zakończeniu tej reakcji w roztworze pozostaną jony wodorotlenkowe, wówczas jony diwodorofosforanowe, będące amfolitami, będą z nimi reagować:

Tworzą się jony wodorofosforanowe, które będąc jednocześnie amfolitami, mogą reagować z nadmiarem jonów wodorotlenkowych:

Równania jonowe tych reakcji

H3PO4 + OH H2PO4 + H2O;
H 2PO 4 + OH HPO 4 2 + H 2 O;
HPO 4 + OH PO 4 3 + H 2 O.

Równowagi tych odwracalnych reakcji są przesunięte w prawo. W nadmiarze roztworu alkalicznego (na przykład NaOH) wszystkie te reakcje przebiegają prawie nieodwracalnie, dlatego ich równania molekularne zwykle zapisuje się w następujący sposób:

H3PO 4р + NaOH р = NaH2PO 4р + H2O;
NaH2PO 4р + NaOH р = Na2HPO 4р;
Na 2HPO 4р + NaOH р = Na 3PO 4р + H 2 O.

Jeśli docelowym produktem tych reakcji jest fosforan sodu, wówczas ogólne równanie można zapisać:
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O.

Zatem cząsteczka kwasu fosforowego, wchodząc w interakcje kwas-zasada, może kolejno oddawać jeden, dwa lub trzy protony. W podobnym procesie cząsteczka kwasu siarkowodorowego (H2S) może oddać jeden lub dwa protony, a cząsteczka kwasu azotawego (HNO2) może oddać tylko jeden proton. W związku z tym kwasy te klasyfikuje się jako trójzasadowy, dwuzasadowy i jednozasadowy.

Nazywa się odpowiednią charakterystykę podstawy kwasowość.

Przykładami zasad jednokwasowych są NaOH, KOH; przykładami zasad dikwasowych są Ca(OH) 2, Ba(OH) 2.
Najsilniejszy ze słabych kwasów może reagować także z jonami wodorotlenkowymi wchodzącymi w skład nierozpuszczalnych zasad, a nawet z wodorotlenkami amfoterycznymi.

c) Reakcje słabych kwasów ze słabymi zasadami

Prawie wszystkie te reakcje są odwracalne. Zgodnie z główna zasada równowagę w takim reakcje odwracalne ukierunkowany na słabsze kwasy i słabsze zasady.

ZASADOWOŚĆ KWASÓW, KWASOWOŚĆ ZASAD.
1. Sporządzić schematy mechanizmów reakcji zachodzących w roztworze wodnym kwasu mrówkowego z substancjami: Fe 2 O 3, KOH i Fe(OH) 3. Korzystając ze schematów, utwórz równania jonowe i molekularne tych reakcji. (jon tetraakwacynku) i 3aq woda+ H3O.
4. W jakim kierunku przesunie się równowaga tego roztworu: a) po rozcieńczeniu go wodą, b) po dodaniu do niego roztworu mocnego kwasu?

DEFINICJA

Kwasy– elektrolity, w wyniku dysocjacji z jonów dodatnich powstają jedynie jony H + (H 3 O +):

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -;

H 2 S ↔ H + + HS — ↔ 2H + + S 2- .

Istnieje kilka klasyfikacji kwasów, dlatego według liczby atomów wodoru zdolnych do ogrzania w roztworze wodnym kwasy dzielą się na jednozasadowe (HF, HNO 2), dwuzasadowe (H 2 CO 3) i trójzasadowe (H 3 PO 4 ). W zależności od zawartości atomów tlenu w kwasie, kwasy dzielimy na beztlenowe (HCl, HF) i zawierające tlen (H 2 SO 4, H 2 SO 3).

Właściwości chemiczne kwasów

Właściwości chemiczne kwasów nieorganicznych obejmują:

— możliwość zmiany koloru wskaźników, np. gdy lakmus dostanie się do roztworu kwasu, staje się czerwony (jest to spowodowane dysocjacją kwasów);

- interakcja metale aktywne, stojąc w szeregu aktywności aż do wodoru

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

— oddziaływanie z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi

2HCl + FeO = FeCl2 + H2O;

6HNO 3 + Al 2 O 3 = 2 Al (NO 3) 3 + 3H 2 O;

- oddziaływanie z zasadami (w przypadku oddziaływania kwasów z zasadami zachodzi reakcja zobojętniania, podczas której powstają sól i woda; z zasadami nierozpuszczalnymi w wodzie reagują tylko kwasy rozpuszczalne w wodzie)

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O;

H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ↓ = CuSO 4 + 2H 2 O;

- interakcja z solami (tylko jeśli podczas reakcji nastąpi utworzenie słabo lub nierozpuszczalnego związku, wody lub uwolnienie substancji gazowej)

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl;

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

— mocne kwasy zdolne do wypierania słabszych z roztworów ich soli

K3PO4 + 3HCl = 3KCl + H3PO4;

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O;

— reakcje redoks związane z właściwościami anionów kwasowych:

H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl;

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

Właściwości fizyczne kwasów

Pod nr. Większość kwasów nieorganicznych występuje w stanie ciekłym, niektóre w stanie stałym (H 3 PO 4, H 3 BO 3). Prawie wszystkie kwasy są dobrze rozpuszczalne w wodzie, z wyjątkiem kwasu krzemowego (H 2 SiO 3)

Otrzymywanie kwasów

Główne metody wytwarzania kwasów:

— reakcje oddziaływania tlenków kwasowych z wodą

SO3 + H2O = H2SO4;

- reakcje łączenia niemetali z wodorem (kwasy beztlenowe)

H2 + S ↔ H2S;

- reakcje wymiany pomiędzy solami i innymi kwasami

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

Zastosowanie kwasów

Spośród wszystkich kwasów nieorganicznych najczęściej stosowanymi są kwas solny, siarkowy, ortofosforowy i azotowy. Wykorzystuje się je jako surowce do produkcji różnego rodzaju substancji – innych kwasów, soli, nawozów, barwników, materiały wybuchowe, lakiery i farby itp. W medycynie stosuje się rozcieńczone kwasy solny, fosforowy i borowy. Kwasy są również szeroko stosowane w życiu codziennym.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

PRZYKŁAD 2

Ćwiczenia

obliczyć masę kwasu krzemowego (zakładając jego skład H 2 SiO 3) otrzymaną przez działanie na 400 ml roztworu krzemianu sodu ułamek masowy sól 20% (gęstość roztworu 1,1 g/ml) nadmiar kwasu solnego.

Rozwiązanie

Zapiszmy równanie reakcji wytwarzania kwasu krzemowego:

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

Znajdźmy masę krzemianu sodu, znając objętość roztworu, jego gęstość i zawartość głównej substancji w roztworze (patrz opis problemu):

m(Na2SiO3) = V(Na2SiO3)×ρ×ω/100%;

m(Na2SiO3) = 400×1,1×20/100% = 88 g.

Następnie ilość substancji krzemianu sodu:

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

v(Na2SiO3) = 88/122 = 0,72 mol.

Zgodnie z równaniem reakcji ilość substancji kwasu krzemowego wynosi v(H2SiO3) = v(Na2SiO3) = 0,72 mol. Dlatego masa kwasu krzemowego będzie równa:

m(H2SiO3) = 0,72 × 78 = 56,2 g.

Odpowiedź

Masa kwasu krzemowego wynosi 56,2 g.

Kwasy są substancje chemiczne, które po zmieszaniu z roztworami dostarczają jony wodoru lub protony. Liczba protonów uwalnianych przez dany kwas faktycznie określa siłę kwasu - niezależnie od tego, czy jest to mocny, czy słaby kwas. Aby zrozumieć siłę kwasów, należy porównać ich tendencję do oddawania protonów podobnej zasadzie (głównie wodzie). Siłę wskazuje liczba pKA.

Co to jest mocny kwas?

Mówi się, że kwas jest mocny, jeśli w roztworze dysocjuje lub całkowicie jonizuje. Oznacza to, że może dawać największa liczba Jony H+ lub protony po zmieszaniu w roztworze. Jony te są cząstkami naładowanymi. Ponieważ mocny kwas tłumi więcej jonów podczas rozkładu lub jonizacji, oznacza to, że mocny kwas jest przewodnikiem prądu elektrycznego.

Kiedy kwas miesza się z H2O, proton (jon H+) jest przenoszony do H2O, tworząc H3O+ (jon hydroksyroksoniowy) i aion, w którym zaczyna się kwas.

Ogólnie,

Taki reakcje chemiczne można przestrzegać, ale w kilku przypadkach kwas dość łatwo uwalnia jon H+ i reakcja wydaje się jednostronna. A kwas jest całkowicie zdysocjowany.

Na przykład, gdy chlorowodór rozpuszcza się w H2O w celu wytworzenia HCl, zachodzi tak mało reakcji odwrotnej, że możemy napisać:

Któregoś dnia nastąpi 100% wirtualna reakcja, w której chlorowodór będzie reagował z jonami H3O+ (jon wodorotlenkowy) i jonami Cl –. Tutaj mocnym kwasem jest chlorowodór.

Co to jest słaby kwas?

Mówi się, że kwas jest słaby, jeśli częściowo lub częściowo jonizuje, uwalniając tylko część swoich atomów wodoru do roztworu. Dlatego jest mniej skuteczny w uwalnianiu protonów niż mocny kwas. Słabe kwasy mają wyższe pKa niż mocne kwasy.

Kwas etanowy jest dobry przykład słaby kwas. Pokazuje reakcję z H2O, w wyniku której powstaje H3O+ (jony wodorotlenkowe) i CH3COOH (jony etanianowe), ale reakcja odwrotna wykazuje większy sukces niż reakcja naprzód. Cząsteczki reagują dość łatwo, ulepszając kwas i H2O.

W dowolnym momencie tylko około jeden procent cząsteczek CH3COOH wykazuje konwersję do jonów. Pozostaje tylko prosta cząsteczka kwasu octowego (systematycznie zwanego kwasem etanowym).

Różnica między mocnym kwasem a słabym kwasem

Definicja

Mocny kwas

Mocny kwas to kwas, który całkowicie jonizuje w roztworze wodnym. Mocny kwas zawsze traci proton (AH+), gdy rozpuszcza się w H2O.Innymi słowy, mocny kwas zawsze trzyma się na palcach i jest całkiem skuteczny w dostarczaniu protonów.

Słaby kwas

Słaby kwas to taki, który jest częściowo zjonizowany w roztworze. On tylko podkreśla duża liczba atomy wodoru do roztworu. Dlatego ma mniejszą zdolność niż mocny kwas.

Przewodnictwo elektryczne

Mocny kwas

Silne kwasy zawsze wykazują silną przewodność. Silne kwasy generalnie przewodzą większy prąd niż słabe kwasy przy tym samym napięciu i stężeniu.

Słaby kwas

Słabe kwasy mają niską przewodność. Są słabymi przewodnikami i wykazują niską wartość dla przepływu prądu

Reakcja szybkościowa

Mocny kwas

Szybkość reakcji jest większa w mocnych kwasach

Słaby kwas

Szybkość reakcji jest wolniejsza w słabych kwasach

Przykłady

Mocny kwas

Kwas solny (HCl), kwas azotowy (HNO 3), kwas nadchlorowy (HClO 4), kwas siarkowy (H 2 SO 4), kwas wodorotlenkowy (HI), kwas bromowodorowy (HBr), kwas nadchlorowy (HClO 3).

Poniżej podano różnice pomiędzy mocnymi i słabymi kwasami: Tabela porównawcza

Kwasy

Kwasy nazywane są substancje złożone, którego cząsteczki składają się z kationów wodoru (protonów) i anionów reszt kwasowych.

Kwasy mogą być nieorganiczne, beztlenowe, nieorganiczne zawierające tlen, organiczne i złożone. Przykłady:

HCl, HBr, H 2 S – nieorganiczne, niezawierające tlenu (beztlenowe);

HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4, H 3 PO 4 – nieorganiczny zawierający tlen;

Kwasy organiczne;

Złożone kwasy.

Klasyfikacja kwasów

Kwasy klasyfikuje się według wielu kryteriów, w szczególności według zasadowości, mocy kwasu, rodzaju wiązania, jakie rozrywa z wodorem oraz tego, czy kwas jest organiczny, czy nieorganiczny.

Klasyfikacja według zasadowości

Ze względu na zasadowość kwasy dzielą się na:

1) jednozasadowy 2) dwuzasadowy 3) trójzasadowy 4) wielozasadowy 5) wielozasadowy

Kwasy jednozasadowe

Należą do nich przede wszystkim kwasy, których cząsteczki zawierają tylko jeden atom wodoru, który w wodzie lub rozpuszczalnikach polarnych ulega odszczepieniu w postaci protonu i można go zastąpić atomem metalu, na przykład:

HJ, HBr, HCl, HNO 2, HNO 3, HClO, HClO 2, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, H - C ≡ N. Nazwy tych kwasów odpowiednio: jodowodorowy, bromowodorowy, solny lub solny, azotawy, azotowy, podchlorawy, chlorek, kwas chlorowy, chlor, mangan i cyjanowodór. Podczas dysocjacji wszystkie eliminują jeden kation wodoru:

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

Oprócz takich kwasów jednozasadowych istnieją kwasy, w których jest kilka atomów wodoru, ale tylko jeden z nich jest zdolny do dysocjacji lub zastąpienia metalem, na przykład kwasem fosfinowym:

Na przykład podczas interakcji z nadmiarem zasady zastępowany jest tylko ten atom wodoru i otrzymuje się średnią sól, w której nie można już zastąpić drugiego atomu wodoru:

Na(PH 2 O 2) - sól średnia. Atomy wodoru niezdolne do podstawienia umieszcza się po atomie centralnym reszty kwasowej, a samą resztę umieszcza się w nawiasach.

Jest ich również wiele materia organiczna, w którym tylko jeden atom wodoru jest zdolny do dysocjacji, chociaż atomów wodoru może być wiele.

Na przykład kwas propionowy i benzoesowy mają po sześć atomów wodoru, ale tylko jeden z nich jest zdolny do dysocjacji lub zastąpienia metalem.

Kwasy dwuzasadowe

Do kwasów dwuzasadowych zalicza się przede wszystkim te, których cząsteczki zawierają dwa atomy wodoru i oba mają zdolność do dysocjacji, która zachodzi etapowo:

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 . Nazwy tych kwasów to odpowiednio: siarkowodór, selenowodór, tellurek wodoru, szczawiowy, siarkowy, siarkowy, krzemowy, węglowy, chromowy, dichromowy.

Przykład dysocjacji kwasu dwuzasadowego:

H 2 S Н + + HS – pierwszy stopień; HS - Н + + S 2− drugi stopień

Przykłady interakcji z alkaliami

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

Istnieją również kwasy, które mają więcej niż dwa atomy wodoru, ale tylko dwa z nich są zdolne do dysocjacji, na przykład:

W kwasach malonowym, bursztynowym, adypinowym i ftalowym z atomów wodoru obecnych w ich cząsteczkach tylko dwa podkreślone są w roztworach wodnych zastąpione metalem lub zdysocjowane:

Kwasy trójzasadowe

Są to kwasy zawierające trzy atomy wodoru, z których wszystkie są zdolne do dysocjacji. Na przykład w kwasie ortofosforowym:

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

Trzy etapy dysocjacji odpowiadają dwóm solom kwasowym i jednej pośredniej:

NaH 2 PO 4 – diwodoroortofosforan sodu – sól kwasowa;

Na 2HPO 4 – wodoroortofosforan sodu – sól kwasowa;

Na 3 PO 4 – ortofosforan sodu – sól średnia.

Dla porównania: Na 2 (PHO 3) - sól disodowa kwasu fosfonowego - sól średnia.

Kwasy wielozasadowe

Przykładem kwasu wielozasadowego jest cząsteczka RNA. Poniżej w jej fragmencie zaznaczona jest wielokrotnie powtarzająca się jednostka elementarna – reszta nukleotydowa, gdzie zasadą azotową może być jedna z czterech reszt: adenina, guanina, cytozyna lub uracyl. Każdy nukleotyd zawiera fragment kwasu ortofosforowego, w którym podkreślony jest atom wodoru, zdolny do dysocjacji i zastąpienia metalem (patrz wzór na stronie 4).

Klasyfikacja kwasów według mocy

Ze względu na moc kwasy dzielą się na kwasy mocne, kwasy średniomocne, kwasy słabe, niektórzy autorzy wyróżniają także kwasy bardzo słabe. Miarą mocy kwasów jest wartość – pK a.

Wyprowadzenie wzoru pK a. Każdy kwas jest zdolny do dysocjacji na jony HA H + + A - . Dla dowolnego procesu równowagi możemy napisać równanie na stałą równowagi:

Jeśli weźmiemy logarytm tego wyrażenia za pomocą logarytmy dziesiętne, wówczas otrzymujemy równanie (1):

Jeśli odwrócimy znaki i skorzystamy z własności logarytmów, otrzymamy równanie (2):

Zwyczajowo wartość - logK a oznacza się jako pK a, a wartość - log jako pH.

W efekcie równanie (2) zostaje przekształcone w równanie (3):

Z równania (3) wynika, że pK a = pH w przypadku gdy

a to z kolei jest możliwe, jeśli

Zatem pK jest wartością pH ośrodka, przy którym stężenie niezdysocjowanego kwasu jest równe stężeniu jego anionu, czyli innymi słowy, gdy kwas jest w połowie zdysocjowany. Dla każdego kwasu można wyznaczyć wartość pKa. Jeśli wartość pKa jest ujemna, kwas jest mocny, jeśli wartość pKa jest dodatnia, ale mniejsza niż 3,5, to kwas jest średnio mocny, a jeśli jest większy niż 3,5, to kwas jest słaby.

Znajomość pKa ułatwia przewidzenie, czy dany kwas wyprze inny kwas ze swojej soli. Obliczenia matematyczne pokazują, że kwas o pKa mniejszym o jeden wypiera inny kwas ze swojej soli o 90%, przykładowo:

Jeżeli pKa wypierającego kwasu jest mniejsza niż pKa wypartego kwasu o 2 jednostki pH lub więcej, wówczas kwas jest wypierany o 99% lub więcej. Na przykład:

Każdy mocny kwas prawie całkowicie wypiera słaby kwas ze swojej soli.

W zależności od rodzaju wiązania rozrywanego z atomem „H”.

Według tego typu kwasy dzielą się na element(E) - H, O - H, N - H, C - H I S-H kwasy.

DO E–N obejmują, na przykład: HF, HCl, HBr, HI, H2Se, H2Te.

O - N – kwasy. W O - N W kwasach wodór usuwa się w wyniku oddzielenia od tlenu, chociaż kwasy te w zdecydowanej większości przypadków zawierają także inne atomy, na przykład:

W niektórych ON kwasy zawierają atomy wodoru, które nie są połączone z tlenem, ale z reguły nie są zdolne do dysocjacji, na przykład:

Kwas fosfinowy jest jednozasadowy ON kwas. Atomy wodoru związane z fosforem nie są zdolne do dysocjacji i nie są zastępowane przez metal, nawet przy dużym nadmiarze stężonych zasad.

Kwas fosfonowy jest dwuzasadowy ON kwas, a atom wodoru związany z fosforem również nie jest zdolny do dysocjacji i zastąpienia metalem.

N–H kwasy. Należą do nich amoniak, aminy pierwszorzędowe i drugorzędowe. Na przykład w amoniaku atom wodoru związany z azotem można zastąpić sodem:

Acetanilid lub anilid kwasu octowego reaguje jeszcze łatwiej z metalami:

2, 4, 6, 2 ’ , 4 ’ , 6 ’ – heksanitrodifenyloamina po prostu dysocjuje w wodzie, ponieważ ma pK a = 5,4 i jest kwasem niewiele słabszym od kwasu octowego:

Jest też kwas, który jest jednym i drugim N–H I CII kwas. To jest kwas tiocyjanowy:

Sole tego kwasu nazywane są tiocyjanianami lub tiocyjanianami: KNCS – tiocyjanian potasu. Pozostałości tego kwasu w różnych złożone związki skoordynowane z atomami centralnymi albo przez atom azotu, albo przez atom siarki. Na przykład anion - NCS w heksarodanożelazianie potasu (III) - K 3 jest koordynowany przez atom azotu z kationem żelaza (III), a w rtęcianie tetrarodanu potasu (II) - K 2 przez atom siarki z rtęcią (II ) kation:

S–H - kwasy

DO CII- kwasy odnosi się do siarkowodoru, który jest dwuzasadowy CII- kwas:

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

DO CII- kwasy stosuje to samo w nieskończoność duża liczba merkaptany – związki o wzorze ogólnym R – S – H, gdzie R oznacza rodnik węglowodorowy, np.: merkaptan etylowy, tiofenol (lub merkaptan fenylowy) i merkaptan 2-furylowy (2-merkaptofuran).

Tiofenol ma pK a = 9,43, czyli około 6 razy silniejszy kwas niż fenol (pK a = 10)

C – H – kwasy

DO Z - H- kwasy odnosi się do acetylenu, w którym oba atomy wodoru można zastąpić metalem alkalicznym, na przykład sodem. Acetylen jest słabym kwasem, jego pK a = 22.

Obejmuje również nieskończenie dużą liczbę końcowych alkinów, w których atom wodoru połączony z atomem węgla przy potrójnym wiązaniu można zastąpić Na lub działaniem odczynnika Tollensa na srebro:

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

Najpotężniejszy ze znanych S–N kwasami jest trinitrometan, który w wodzie niemal całkowicie dysocjuje na jony, gdyż jego pK a = 0,16, czyli jest kwasem o średniej mocy, ale bardzo zbliżonej do mocnych kwasów.

Metody wytwarzania kwasów

Niektóre kwasy można otrzymać w wyniku bezpośredniego oddziaływania prostych substancji:

H 2 + F 2 → 2 HF ciekły kwas fluorowodorowy (kwas fluorowodorowy)

H 2 + 2 C + N 2 ―- → 2 HCN kwas cyjanowodorowy

Kwasy, czyli roztwory kwaśnych gazów w wodzie, można otrzymać w dwóch etapach technologicznych:

1) oddziaływanie wodoru z prosta substancja;

2) rozpuszczenie tego kwaśnego gazu w wodzie, na przykład:

Dostajemy także kwasy siarkowy i węglowy:

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

Wiele kwasów można otrzymać w reakcji tlenków kwasowych z wodą. Niektóre reakcje są odwracalne (z CO 2 i SO 2), inne nieodwracalne: 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.

Kiedy niektóre tlenki kwasowe wchodzą w interakcję z wodą, w zależności od warunków reakcji, mogą wytwarzać różne kwasy, Na przykład:

Kiedy niektóre tlenki kwasowe reagują z wodą, w wyniku reakcji dysproporcjonowania powstają dwa różne kwasy:

Kwasy można otrzymać poprzez zastąpienie ich soli mocniejszymi kwasami:

Z soli silniejszych, ale lotnych kwasów można je wyizolować pod działaniem słabszych, ale nie lotnych kwasów:

Jeśli kwas temperatura pokojowa nie jest lotny, ale jego temperatura wrzenia nie jest zbyt wysoka, można go wyodrębnić po podgrzaniu:

Kwasy można otrzymać przez elektrolizę soli, w której kation jest wyładowany na katodzie, ale anion nie może zostać wyładowany na anodzie:

Kwasy można otrzymać w wyniku reakcji wymiany kwasów z tlenkami kwasowymi:

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

Kwasy organiczne również podlegają tym reakcjom, tworząc bezwodniki. kwasy karboksylowe:

Niektóre kwasy można otrzymać przez utlenienie innych kwasów tlenem atmosferycznym:

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

Niektóre poprzez dodatkowe utlenianie tlenków w roztworze wodnym tlenem atmosferycznym, na przykład gdy metoda przemysłowa otrzymywanie kwasu azotowego:

4 NO 2 + 2 H 2 O + O 2 → 4 HNO 3

Niektóre kwasy otrzymuje się przez dysproporcjonowanie innych kwasów:

Niektóre kwasy, na przykład siarkowy i fosforowy, można przekształcić w inne kwasy w wyniku reakcji z odpowiednimi tlenkami:

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

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

Podczas utleniania niemetali kwasami utleniającymi:

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

Kwasy złożone można otrzymać utleniając metale szlachetne wódką regia:

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

Au + HNO 3 stężony + 4 stężony HCl → H + NO + 2 H 2 O

Lub utlenianie krzemu mieszaniną kwasu fluorowodorowego i azotowego:

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

Kwasy organiczne można otrzymać poprzez utlenianie w różnych warunkach wielu klas związki organiczne zwłaszcza alkany, alkeny, alkadieny, alkiny, alkilareny, alkohole pierwszorzędowe, aldehydy, ketony, estry. Kwasy monokarboksylowe można otrzymać z kwasy dikarboksylowe poprzez dekarboksylację (materiał zostanie zaprezentowany w odpowiednich działach chemii organicznej).

Powiązana informacja.

Trochę teorii

Kwasy

Kwasy - są to złożone substancje utworzone z atomów wodoru, które można zastąpić atomami metali i kwasami resztki.

Kwasy- są to elektrolity, podczas których dysocjacji powstają jedynie kationy wodoru i aniony reszt kwasowych.

Klasyfikacja kwasów

Klasyfikacja kwasów ze względu na skład

Klasyfikacja kwasów ze względu na liczbę atomów wodoru

Podział kwasów na mocne i słabe kwasy.

Właściwości chemiczne kwasów

Interakcja z zasadowymi tlenkami tworząca sól i wodę:

Interakcja z tlenkami amfoterycznymi z wytworzeniem soli i wody:

Interakcja z zasadami tworząc sól i wodę (Reakcja neutralizacji):

Interakcja z solami w przypadku wytrącenia się opadów lub uwolnienia gazu:

Silne kwasy wypierają słabsze z ich soli:

(w tym przypadku powstaje niestabilny kwas węglowy, który natychmiast rozkłada się na wodę i dwutlenek węgla)

- lakmus zmienia kolor na czerwony

Oranż metylowy zmienia kolor na czerwony.

Otrzymywanie kwasów

1. wodór + niemetal
H 2 + S → H 2 S
2. tlenek kwasowy + woda
P 2 O 5 + 3H 2 O →2H 3 PO 4
Wyjątek:
2NO 2 + H 2 O →HNO 2 + HNO 3
SiO 2 + H 2 O - nie reaguje
3. kwas + sól
Produkt reakcji powinien wytrącić się osad w postaci gazu lub wody. Zazwyczaj silniejsze kwasy wypierają słabsze kwasy z soli. Jeśli sól jest nierozpuszczalna w wodzie, wówczas reaguje z kwasem, tworząc gaz.
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 ↓

Powody

Powody(zasadowe wodorotlenki) to złożone substancje składające się z atomów metali lub jonów amonowych i grupy hydroksylowej (-OH). W roztworze wodnym dysocjują, tworząc kationy i aniony OH-. Nazwa zasady składa się zwykle z dwóch słów: „wodorotlenek metalu/amonu”. Zasady dobrze rozpuszczalne w wodzie nazywane są zasadami.

Klasyfikacja zasad

1. Przez rozpuszczalność w wodzie.
Rozpuszczalne zasady
(zasady): wodorotlenek sodu NaOH, wodorotlenek potasu KOH, wodorotlenek baru Ba(OH)2, wodorotlenek strontu Sr(OH)2, wodorotlenek cezu CsOH, wodorotlenek rubidu RbOH.
Praktycznie nierozpuszczalne zasady
: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2
Podział na zasady rozpuszczalne i nierozpuszczalne niemal całkowicie pokrywa się z podziałem na zasady mocne i słabe, czyli wodorotlenki metali i pierwiastki przejściowe
2. Według liczby grup hydroksylowych w cząsteczce.
- Monokwas(wodorotlenek sodu NaOH)
- Diakwas(wodorotlenek miedzi(II) Cu(OH) 2 )
- Trikwas(wodorotlenek żelaza(III) In(OH) 3 )
3. Przez zmienność.
- Lotny: NH3
- Nielotny: zasady, nierozpuszczalne zasady.
4. Pod względem stabilności.
- Stabilne: wodorotlenek sodu NaOH, wodorotlenek baru Ba(OH)2
- Niestabilny: wodorotlenek amonu NH3·H2O (hydrat amoniaku).
5. Według stopnia dysocjacji elektrolitycznej.
- Silny (α > 30%): zasady.

Słaby (α< 3 %): нерастворимые основания.

Paragon

W wyniku interakcji mocnego tlenku zasady z wodą powstaje mocna zasada lub zasada.

Słaba baza i tlenki amfoteryczneNie reagują z wodą, dlatego nie można w ten sposób otrzymać odpowiednich wodorotlenków.

Wodorotlenki metali o niskiej aktywności otrzymuje się przez dodanie zasady do roztworów odpowiednich soli. Ponieważ rozpuszczalność słabo zasadowych wodorotlenków w wodzie jest bardzo niska, wodorotlenek wytrąca się z roztworu w postaci galaretowatej masy.

Zasadę można również otrzymać w reakcji alkalicznej lub metali ziem alkalicznych z wodą.

Wodorotlenki metali alkalicznych są produkowane na skalę przemysłową poprzez elektrolizę wodnych roztworów soli:

Niektóre zasady można otrzymać w wyniku reakcji wymiany:

Właściwości chemiczne

W roztworach wodnych zasady dysocjują, co zmienia równowagę jonową:

zmiana ta jest widoczna w niektórych kolorach
wskaźniki kwasowo-zasadowe:
lakmus zmienia kolor na niebieski
oranż metylowy - żółty,
fenoloftaleinanabywakolor fuksji.