Кислоты. Химические свойства и способы получения
Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:
Кислоты – сложные вещества, которые при взаимодействии с водой образуют в качестве катионов только ионы Н + (или Н3О + ).
По растворимости в воде кислоты можно поделить на растворимые и нерастворимые . Некоторые кислоты самопроизвольно разлагаются и в водном растворе практически не существуют (неустойчивые) . Подробно про классификацию кислот можно прочитать здесь.
Получение кислот
1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой. При этом с водой реагируют при обычных условиях только те оксиды, которым соответствует кислородсодержащая растворимая кислота.
кислотный оксид + вода = кислота
Например , оксид серы (VI) реагирует с водой с образованием серной кислоты:
При этом оксид кремния (IV) с водой не реагирует:
2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.
Неметалл + водород = бескислородная кислота
Например , хлор реагирует с водородом:
H2 0 + Cl2 0 → 2 H + Cl —
3. Электролиз растворов солей. Как правило, для получения кислот электролизу подвергают растворы солей, образованных кислотным остатком кислородсодержащих кислот. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.
Например , электролиз раствора сульфата меди (II):
4. Кислоты образуются при взаимодействии других кислот с солями. При этом более сильная кислота вытесняет менее сильную.
Например: карбонат кальция CaCO3 (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.
5. Кислоты можно получить окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями.
Например , концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:
Химические свойства кислот
1. В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода Н + и анионы кислотных остатков. При этом сильные кислоты диссоциируют почти полностью, а слабые кислоты диссоциируют частично.
Например , соляная кислота диссоциирует почти полностью:
HCl → H + + Cl –
Если говорить точнее, происходит протолиз воды, и в растворе образуются ионы гидроксония:
HCl + H2O → H3O + + Cl –
Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато.
Например , сернистая кислота диссоциирует в две ступени:
HSO3 – ↔ H + + SO3 2–
2. Кислоты изменяют окраску индикатора. Водный раствор кислот окрашивает лакмус в красный цвет, метилоранж в красный цвет. Фенолфталеин не изменяет окраску в присутствии кислот.
3. Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами .
С нерастворимыми основаниями и соответствующими им оксидами взаимодействуют только растворимые кислоты.
нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода
основный оксид + растворимая кислота = соль + вода
Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с растворимой бромоводородной кислотой:
При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.
С сильными основаниями (щелочами) и соответствующими им оксидами реагируют любые кислотами.
Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами — и сильными, и слабыми . При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации . Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:
щёлочь(избыток)+ кислота = средняя соль + вода
щёлочь + многоосновная кислота(избыток) = кислая соль + вода
Например , гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.
При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.
При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 1:2 образуются гидрофосфаты:
В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.
4. Растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.
Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода
Растворимая кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода
Например , уксусная кислота взаимодействует с гидроксидом алюминия:
5. Некоторые кислоты являются сильными восстановителями. Восстановителями являются кислоты, образованные неметаллами в минимальной или промежуточной степени окисления, которые могут повысить свою степень окисления (йодоводород HI, сернистая кислота H2SO3 и др.).
Например , йодоводород можно окислить хлоридом меди (II):
4H I — + 2 Cu +2 Cl2 → 4HCl + 2 Cu + I + I2 0
6. Кислоты взаимодействуют с солями.
Кислоты реагируют с растворимыми солями только при условии, что в продуктах реакции присутствует газ, вода, осадок или другой слабый электролит . Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.
Кислота1 + растворимая соль1 = соль2 + кислота2/оксид + вода
Например , соляная кислота взаимодействует с нитратом серебра в растворе:
Ag + NO3 — + H + Cl — → Ag + Cl — ↓ + H + NO3 —
Кислоты реагируют и с нерастворимыми солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из солей .
Например , карбонат кальция (соль угольной кислоты), реагирует с соляной кислотой (более сильной, чем угольная):
7. Кислоты взаимодействуют с кислыми и основными солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные из кислых солей. Либо кислые соли реагируют с кислотами с образованием более кислых солей.
кислая соль1 + кислота1 = средняя соль2 + кислота2/оксид + вода
Например , гидрокарбонат калия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида калия, углекислого газа и воды:
KHCO3 + HCl → KCl + CO2 + H2O
Ещё пример : гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:
При взаимодействии основных солей с кислотами образуются средние соли. Более сильные кислоты также вытесняют менее сильные из солей.
Например , гидроксокарбонат меди (II) растворяется в серной кислоте:
Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.
Например , гидроксохлорид алюминия взаимодействует с соляной кислотой:
Al (OH) Cl2 + HCl → AlCl3 + H2O
8. Кислоты взаимодействуют с металлами.
При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Однако минеральные кислоты и кислоты-окислители взаимодействуют по-разному.
К минеральным кислотам относятся соляная кислота HCl, разбавленная серная кислота H2SO4, фосфорная кислота H3PO4, плавиковая кислота HF, бромоводородная HBr и йодоводородная кислоты HI.
Такие кислоты взаимодействуют только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:
При взаимодействии минеральных кислот с металлами образуются соль и водород:
минеральная кислота + металл = соль + H2↑
Например , железо взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):
Fe + 2 H + Cl → Fe +2 Cl2 + H2 0
Сероводородная кислота H2S, угольная H2CO3, сернистая H2SO3 и кремниевая H2SiO3 с металлами не взаимодействуют.
Кислоты-окислители (азотная кислота HNO3 любой концентрации и серная концентрированная кислота H2SO4(конц)) при взаимодействии с металлами водород не образуют, т.к. окислителем выступает не водород, а азот или сера. Продукты восстановления азотной или серной кислот бывают различными. Определять их лучше по специальным правилам. Эти правила подробно разобраны в статье Окислительно-восстановительные реакции. Я настоятельно рекомендую выучить их наизусть.
9. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.
Угольная H2CO3, сернистая H2SO3 и азотистая HNO2 кислоты разлагаются самопроизвольно, без нагревания:
Кремниевая H2SiO3, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:
Азотная кислота HNO3 разлагается при нагревании или на свету:
Основания
О чем эта статья:
Основания (гидроксиды) — это сложные вещества, которые состоят из катиона металла и гидроксильной группы (OH).
Общая формула оснований: Me(OH)n, где Me — химический символ металла, n — индекс, который зависит от степени окисления металла.
Примеры оснований: NaOH, Ba(OH)2, Fe(OH)2.
Названия оснований
Названия гидроксидов строятся по систематической номенклатуре следующим образом:
Пишем слово «гидроксид».
Указываем название второго химического элемента в родительном падеже.
Если второй элемент имеет переменную валентность, то указываем валентность элемента в этом соединении в скобках римской цифрой.
Примеры названий оснований:
Ni(OH)2 — гидроксид никеля (II);
Al(OH)3 — гидроксид алюминия.
У некоторых оснований существуют и тривиальные названия. Собрали их в таблице.
Тривиальные названия некоторых оснований
Классификация оснований
По растворимости в воде
В зависимости от растворимости в воде выделяют:
щелочи. Эти основания растворимы в воде: NaOH, KOH, Ba(OH)2 и другие. Ca(OH)2, хотя малорастворим, тоже относится к щелочам из-за своей едкости;
нерастворимые основания. К таким основаниям относятся Fe(OH)2, Cu(OH)2 и другие;
амфотерные гидроксиды. К амфотерным относятся те основания, которые образованы металлами со степенью окисления +3 или +4. Эти основания отличаются тем, что проявляют как основные свойства, так и кислотные.
Также есть основания, которые относятся к амфотерным, но образованы металлом с иной степенью окисления: Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Be(OH)2.
Напомним, что растворимость мы проверяем по таблице растворимости кислот и оснований в воде.
По числу гидроксогрупп
В зависимости от количества гидроксильных групп, способных замещаться на кислотный остаток, выделяют следующие виды оснований:
однокислотные: KOH, NaOH;
Физические свойства оснований
Основания при обычных условиях — это твердые кристаллические вещества без запаха, нелетучие, чаще всего белого цвета. В таблице приведены основания, которые имеют иную окраску.
Гидроксид лития LiOH
Гидроксид магния Mg(OH)2
Гидроксид кальция Ca(OH)2
Химические свойства оснований
Растворы щелочей изменяют окраску индикатора
Гидроксид-ионы, которые содержатся в растворе щелочи, взаимодействуют с индикатором, образуя новые соединения. Признак реакции — окраска раствора.
Взаимодействие с кислотными оксидами
Щелочи вступают в реакцию с любыми кислотными оксидами. Нерастворимые основания взаимодействуют только с кислотными оксидами, которые соответствуют сильным кислотам.
Кислотный оксид + основание = соль + вода
Взаимодействие с кислотами
Щелочи вступают в реакцию со всеми кислотами. Нерастворимые основания могут взаимодействовать только с сильными кислотами.
Основание + кислота = соль + вода
Взаимодействие основания с кислотой называют реакцией нейтрализации — это частный случай реакции обмена.
Взаимодействие с солями
Основания взаимодействуют с растворимыми солями по обменному механизму. В результате такой реакции должен выделиться осадок или газ (CO2, SO2, NH3).
Основание + соль = другое основание + другая соль
Термическое разложение
При нагревании нерастворимые основания разлагаются на соответствующий оксид (степень окисления металла остается неизменной) и воду.
Нерастворимое основание оксид металла + вода
Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочами
Продукты реакции зависят от условий ее проведения.
При сплавлении двух оснований:
Амфотерный гидроксид (тв) + щелочь (тв) = средняя соль + вода
Если реакция проводится в растворе:
Амфотерный гидроксид (р-р) + щелочь (р-р) = комплексная соль
Получение оснований
Взаимодействие металла с водой
Активные металлы (металлы групп IA и IIA, кроме Be и Mg) активно взаимодействуют с водой при обычных условиях с образованием щелочей.
Нерастворимые основания данным способом получить невозможно, за исключением Mg(OH)2.
Металл + вода = гидроксид металла + водород
Гидроксид магния можно получить данным способом, но только при нагревании:
Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой
Этим способом получают только растворимые в воде основания.
Оксид металла + вода = щелочь
Электролиз
Гидроксид натрия и калия в промышленности получают с помощью электролиза — через раствор хлорида калия проводят постоянный электрический ток:
Электролиз хлорида натрия протекает по аналогичной схеме.
Получение нерастворимых оснований при взаимодействии соли со щелочью
Растворимая соль + щелочь = нерастворимое основание + другая соль
Вопросы для самопроверки
Вспомните определение оснований и приведите 2 примера этих веществ.
Какие виды оснований существуют? Чем они отличаются?
К какому виду оснований относится Zn(OH)2?
Взаимодействуют ли основания с основными оксидами? Приведите примеры веществ, с которыми основания вступают в реакцию.
Можно ли получить гидроксид алюминия с помощью взаимодействия алюминия с водой?
Основания и другие темы по химии изучать интереснее, когда понимаешь, как применять знания в реальной жизни. На онлайн-курсах по химии в Skysmart преподаватели приводят яркие примеры: от процессов в природе до использования химических реакций в промышленности. Приходите учиться — вводный урок бесплатный!
2.5. Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов.
Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?
1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH)2. Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 к основаниям не относятся.
2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2. Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.
Химические свойства оснований
Все основания подразделяют на:
Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.
Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.
Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.
Взаимодействие оснований с кислотами
Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:
Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:
Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:
Взаимодействие с кислотными оксидами
Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:
Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P2O5, SO3, N2O5, с образованием средних солей:
Нерастворимые основания вида Me(OH)2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:
С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:
Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами
Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:
Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:
В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)4] образуется соль Na3[Al(OH)6]:
Взаимодействие оснований с солями
Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:
1) растворимость исходных соединений;
2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции
Термическая устойчивость оснований
Все щелочи, кроме Ca(OH)2, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.
Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:
Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:
Химические свойства амфотерных гидроксидов
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами
Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с такими кислотами, как H2S, H2SO3 и H2СO3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO3, P2O5, N2O5):
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с кислотными оксидами SO2 и СO2.
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями
Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:
А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Термическое разложение амфотерных гидроксидов
Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:
http://skysmart.ru/articles/chemistry/osnovanie
http://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/harakternye-himicheskie-svojstva-osnovanij-i-amfoternyh-gidroksidov