Βάσεις (υδροξείδια)– πολύπλοκες ουσίες των οποίων τα μόρια περιέχουν μία ή περισσότερες ομάδες υδροξυΟΗ. Τις περισσότερες φορές, οι βάσεις αποτελούνται από ένα άτομο μετάλλου και μια ομάδα ΟΗ. Για παράδειγμα, το NaOH είναι υδροξείδιο του νατρίου, το Ca(OH) 2 είναι υδροξείδιο του ασβεστίου κ.λπ.
Υπάρχει μια βάση - υδροξείδιο του αμμωνίου, στην οποία η υδροξυ ομάδα δεν συνδέεται με το μέταλλο, αλλά με το ιόν NH 4 + (κατιόν αμμωνίου). Το υδροξείδιο του αμμωνίου σχηματίζεται όταν η αμμωνία διαλύεται στο νερό (η αντίδραση της προσθήκης νερού στην αμμωνία):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (υδροξείδιο του αμμωνίου).
Το σθένος της ομάδας υδροξυλίου είναι 1. Ο αριθμός των υδροξυλομάδων στο μόριο βάσης εξαρτάται από το σθένος του μετάλλου και είναι ίσος με αυτό. Για παράδειγμα, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3, κ.λπ.
Όλοι οι λόγοι -στερεά που έχουν διαφορετικά χρώματα. Ορισμένες βάσεις είναι πολύ διαλυτές στο νερό (NaOH, KOH, κ.λπ.). Ωστόσο, τα περισσότερα από αυτά δεν είναι διαλυτά στο νερό.
Οι βάσεις που είναι διαλυτές στο νερό ονομάζονται αλκάλια.Τα αλκαλικά διαλύματα είναι «σαπούνια», ολισθηρά στην αφή και αρκετά καυστικά. Τα αλκάλια περιλαμβάνουν υδροξείδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, κ.λπ.). Τα υπόλοιπα είναι αδιάλυτα.
Αδιάλυτες βάσεις- αυτά είναι αμφοτερικά υδροξείδια, τα οποία λειτουργούν ως βάσεις όταν αλληλεπιδρούν με οξέα και συμπεριφέρονται όπως τα οξέα με τα αλκάλια.
Διαφορετικές βάσεις έχουν διαφορετικές ικανότητες αφαίρεσης υδροξυ ομάδων, επομένως χωρίζονται σε ισχυρές και αδύναμες βάσεις.
Οι ισχυρές βάσεις σε υδατικά διαλύματα εγκαταλείπουν εύκολα τις υδροξυ ομάδες τους, αλλά οι ασθενείς βάσεις δεν το κάνουν.
Χημικές ιδιότητες βάσεων
Οι χημικές ιδιότητες των βάσεων χαρακτηρίζονται από τη σχέση τους με οξέα, ανυδρίτες οξέων και άλατα.
1. Ενεργήστε με βάση τους δείκτες. Οι δείκτες αλλάζουν χρώμα ανάλογα με την αλληλεπίδραση με διαφορετικές χημικές ουσίες. Στα ουδέτερα διαλύματα έχουν ένα χρώμα, στα όξινα διαλύματα έχουν άλλο χρώμα. Όταν αλληλεπιδρούν με βάσεις, αλλάζουν το χρώμα τους: ο δείκτης πορτοκαλί μεθυλίου γίνεται κίτρινος, ο δείκτης λακκούβας γίνεται μπλε και η φαινολοφθαλεΐνη γίνεται φούξια.
2. Αλληλεπιδρούν με οξείδια οξέος μεσχηματισμός αλατιού και νερού:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Αντιδράστε με οξέα,σχηματίζοντας αλάτι και νερό. Η αντίδραση μιας βάσης με ένα οξύ ονομάζεται αντίδραση εξουδετέρωσης, αφού μετά την ολοκλήρωσή της το μέσο γίνεται ουδέτερο:
2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.
4. Αντιδρά με άλατασχηματίζοντας ένα νέο αλάτι και βάση:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.
5. Όταν θερμαίνονται, μπορούν να αποσυντεθούν σε νερό και το κύριο οξείδιο:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Έχετε ακόμα ερωτήσεις; Θέλετε να μάθετε περισσότερα για τα foundation;
Για να λάβετε βοήθεια από έναν δάσκαλο, εγγραφείτε.
Το πρώτο μάθημα είναι δωρεάν!
ιστοσελίδα, όταν αντιγράφετε υλικό εν όλω ή εν μέρει, απαιτείται σύνδεσμος προς την πηγή.
Αφού διαβάσετε το άρθρο, θα μπορείτε να διαχωρίσετε τις ουσίες σε άλατα, οξέα και βάσεις. Το άρθρο περιγράφει ποιο είναι το pH ενός διαλύματος και ποιες γενικές ιδιότητες έχουν τα οξέα και οι βάσεις.
Με απλά λόγια, ένα οξύ είναι οτιδήποτε με Η και μια βάση είναι οτιδήποτε με ΟΗ. ΑΛΛΑ! Δεν είναι πάντα. Για να ξεχωρίσετε ένα οξύ από μια βάση, πρέπει να τα... θυμάστε! Μετανιώνω. Για να κάνουμε τη ζωή τουλάχιστον κάπως πιο εύκολη, τρεις από τους φίλους μας, ο Arrhenius και ο Brønsted και ο Lowry, κατέληξαν σε δύο θεωρίες που ονομάζονται μετά από αυτούς.
Όπως τα μέταλλα και τα αμέταλλα, τα οξέα και οι βάσεις είναι η διαίρεση των ουσιών με βάση παρόμοιες ιδιότητες. Η πρώτη θεωρία οξέων και βάσεων ανήκε στον Σουηδό επιστήμονα Arrhenius. Σύμφωνα με τον Arrhenius, ένα οξύ είναι μια κατηγορία ουσιών που, όταν αντιδρούν με το νερό, διασπώνται (διασπώνται), σχηματίζοντας το κατιόν υδρογόνου H +. Οι βάσεις Arrhenius σε υδατικό διάλυμα σχηματίζουν ΟΗ - ανιόντα. Η επόμενη θεωρία προτάθηκε το 1923 από τους επιστήμονες Bronsted και Lowry. Η θεωρία Brønsted-Lowry ορίζει τα οξέα ως ουσίες ικανές να δώσουν ένα πρωτόνιο σε μια αντίδραση (ένα κατιόν υδρογόνου ονομάζεται πρωτόνιο στις αντιδράσεις). Οι βάσεις, κατά συνέπεια, είναι ουσίες που μπορούν να δεχτούν ένα πρωτόνιο σε μια αντίδραση. Η επί του παρόντος σχετική θεωρία είναι η θεωρία Lewis. Η θεωρία Lewis ορίζει τα οξέα ως μόρια ή ιόντα ικανά να δέχονται ζεύγη ηλεκτρονίων, σχηματίζοντας έτσι προσαγωγές Lewis (το προϊόν προσθήκης είναι μια ένωση που σχηματίζεται από το συνδυασμό δύο αντιδραστηρίων χωρίς να σχηματίζονται παραπροϊόντα).
Στην ανόργανη χημεία, κατά κανόνα, οξύ σημαίνει οξύ Bronsted-Lowry, δηλαδή ουσίες ικανές να δώσουν ένα πρωτόνιο. Αν εννοούν τον ορισμό ενός οξέος Lewis, τότε στο κείμενο ένα τέτοιο οξύ ονομάζεται οξύ Lewis. Αυτοί οι κανόνες ισχύουν για οξέα και βάσεις.
Διάσταση
Η διάσπαση είναι η διαδικασία αποσύνθεσης μιας ουσίας σε ιόντα σε διαλύματα ή τήγματα. Για παράδειγμα, η διάσταση του υδροχλωρικού οξέος είναι η αποσύνθεση του HCl σε H + και Cl -.
Ιδιότητες οξέων και βάσεων
Οι βάσεις τείνουν να αισθάνονται σαν σαπουνάδα στην αφή, ενώ τα οξέα γενικά έχουν ξινή γεύση.
Όταν μια βάση αντιδρά με πολλά κατιόντα, σχηματίζεται ένα ίζημα. Όταν ένα οξύ αντιδρά με ανιόντα, συνήθως απελευθερώνεται ένα αέριο.
Οξέα που χρησιμοποιούνται συνήθως:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3
Βάσεις που χρησιμοποιούνται συνήθως:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −
Ισχυρά και αδύναμα οξέα και βάσεις
Ισχυρά οξέα
Τέτοια οξέα που διασπώνται πλήρως στο νερό, παράγοντας κατιόντα υδρογόνου Η+ και ανιόντα. Ένα παράδειγμα ισχυρού οξέος είναι το υδροχλωρικό οξύ HCl:
HCl (διάλυμα) + H 2 O (l) → H 3 O + (διάλυμα) + Cl - (διάλυμα)
Παραδείγματα ισχυρών οξέων: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
Κατάλογος ισχυρών οξέων
- HCl - υδροχλωρικό οξύ
- HBr - υδροβρώμιο
- HI - υδροιώδιο
- HNO 3 - νιτρικό οξύ
- HClO 4 - υπερχλωρικό οξύ
- H 2 SO 4 - θειικό οξύ
Αδύναμα οξέα
Μόνο μερικώς διαλυμένο σε νερό, για παράδειγμα, HF:
HF (διάλυμα) + H2O (l) → H3O + (διάλυμα) + F - (διάλυμα) - σε μια τέτοια αντίδραση περισσότερο από το 90% του οξέος δεν διασπάται:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Τα ισχυρά και τα αδύναμα οξέα μπορούν να διακριθούν με τη μέτρηση της αγωγιμότητας των διαλυμάτων: η αγωγιμότητα εξαρτάται από τον αριθμό των ιόντων, όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο πιο διάσπαση είναι, επομένως, όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο μεγαλύτερη είναι η αγωγιμότητα.
Κατάλογος ασθενών οξέων
- Υδροφθόριο HF
- H 3 PO 4 φωσφορικό
- H 2 SO 3 θειούχο
- H 2 S υδρόθειο
- H 2 CO 3 άνθρακας
- H 2 SiO 3 πυρίτιο
Ισχυρά εδάφη
Οι ισχυρές βάσεις διασπώνται πλήρως στο νερό:
NaOH (διάλυμα) + H 2 O ↔ NH 4
Οι ισχυρές βάσεις περιλαμβάνουν υδροξείδια μετάλλων της πρώτης (αλκάλια, μέταλλα αλκαλίων) και της δεύτερης (αλκαλινοθερένια, μέταλλα αλκαλικών γαιών).
Λίστα ισχυρών βάσεων
- NaOH υδροξείδιο του νατρίου (καυστική σόδα)
- KOH υδροξείδιο του καλίου (καυστική ποτάσα)
- LiOH υδροξείδιο λιθίου
- Ba(OH) 2 υδροξείδιο του βαρίου
- Ca(OH) 2 υδροξείδιο του ασβεστίου (σβησμένος ασβέστης)
Αδύναμα θεμέλια
Σε μια αναστρέψιμη αντίδραση παρουσία νερού, σχηματίζει ιόντα ΟΗ:
NH 3 (διάλυμα) + H 2 O ↔ NH + 4 (διάλυμα) + OH - (διάλυμα)
Οι πιο αδύναμες βάσεις είναι ανιόντα:
F - (διάλυμα) + H 2 O ↔ HF (διάλυμα) + OH - (διάλυμα)
Λίστα αδύναμων βάσεων
- Mg(OH) 2 υδροξείδιο μαγνησίου
- Fe(OH) 2 υδροξείδιο σιδήρου(II).
- Zn(OH) 2 υδροξείδιο ψευδαργύρου
- NH 4 OH υδροξείδιο του αμμωνίου
- Fe(OH) 3 υδροξείδιο σιδήρου(III).
Αντιδράσεις οξέων και βάσεων
Ισχυρό οξύ και ισχυρή βάση
Αυτή η αντίδραση ονομάζεται εξουδετέρωση: όταν η ποσότητα των αντιδραστηρίων είναι επαρκής για να διαχωριστεί πλήρως το οξύ και η βάση, το διάλυμα που προκύπτει θα είναι ουδέτερο.
Παράδειγμα:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Ασθενής βάση και ασθενές οξύ
Γενικός τύπος αντίδρασης:
Ασθενής βάση (διάλυμα) + H 2 O ↔ Ασθενές οξύ (διάλυμα) + ΟΗ - (διάλυμα)
Ισχυρή βάση και ασθενές οξύ
Η βάση διασπάται πλήρως, το οξύ διασπάται μερικώς, το διάλυμα που προκύπτει έχει ασθενείς ιδιότητες μιας βάσης:
HX (διάλυμα) + OH - (διάλυμα) ↔ H 2 O + X - (διάλυμα)
Ισχυρό οξύ και αδύναμη βάση
Το οξύ διασπάται πλήρως, η βάση δεν διασπάται πλήρως:
Διάσπαση νερού
Διάσπαση είναι η διάσπαση μιας ουσίας στα συστατικά της μόρια. Οι ιδιότητες ενός οξέος ή μιας βάσης εξαρτώνται από την ισορροπία που υπάρχει στο νερό:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (διάλυμα) + OH - (διάλυμα)
K c = / 2
Η σταθερά ισορροπίας του νερού στους t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, ισχύει και η ακόλουθη ισότητα: = 10 -14, που ονομάζεται σταθερά διάστασης του νερού. Για καθαρό νερό = = 10 -7, επομένως -lg = 7,0.
Αυτή η τιμή (-lg) ονομάζεται pH - δυναμικό υδρογόνου. Εάν το pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, τότε η ουσία έχει βασικές ιδιότητες.
Μέθοδοι για τον προσδιορισμό του pH
Ενόργανη μέθοδος
Μια ειδική συσκευή, ένας μετρητής pH, είναι μια συσκευή που μετατρέπει τη συγκέντρωση των πρωτονίων σε ένα διάλυμα σε ηλεκτρικό σήμα.
δείκτες
Μια ουσία που αλλάζει χρώμα σε ένα συγκεκριμένο εύρος pH ανάλογα με την οξύτητα του διαλύματος· χρησιμοποιώντας διάφορους δείκτες μπορείτε να επιτύχετε ένα αρκετά ακριβές αποτέλεσμα.
Αλας
Ένα άλας είναι μια ιοντική ένωση που σχηματίζεται από ένα κατιόν διαφορετικό από το H+ και ένα ανιόν διαφορετικό από το O2-. Σε ένα ασθενές υδατικό διάλυμα, τα άλατα διασπώνται πλήρως.
Για τον προσδιορισμό των ιδιοτήτων οξέος-βάσης ενός διαλύματος άλατος, είναι απαραίτητο να προσδιοριστούν ποια ιόντα υπάρχουν στο διάλυμα και να ληφθούν υπόψη οι ιδιότητές τους: ουδέτερα ιόντα που σχηματίζονται από ισχυρά οξέα και βάσεις δεν επηρεάζουν το pH: δεν απελευθερώνουν ιόντα H + ή OH - στο νερό. Για παράδειγμα, Cl-, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.
Τα ανιόντα που σχηματίζονται από ασθενή οξέα παρουσιάζουν αλκαλικές ιδιότητες (F-, CH 3 COO -, CO 2- 3)· κατιόντα με αλκαλικές ιδιότητες δεν υπάρχουν.
Όλα τα κατιόντα εκτός από τα μέταλλα της πρώτης και δεύτερης ομάδας έχουν όξινες ιδιότητες.
Ρυθμιστικό διάλυμα
Τα διαλύματα που διατηρούν το επίπεδο pH τους όταν προστίθεται μικρή ποσότητα ισχυρού οξέος ή ισχυρής βάσης αποτελούνται κυρίως από:
- Μίγμα ασθενούς οξέος, του αντίστοιχου άλατος και ασθενούς βάσης
- Ασθενής βάση, αντίστοιχο αλάτι και ισχυρό οξύ
Για να παρασκευαστεί ένα ρυθμιστικό διάλυμα ορισμένης οξύτητας, είναι απαραίτητο να αναμειχθεί ένα ασθενές οξύ ή βάση με το κατάλληλο αλάτι, λαμβάνοντας υπόψη:
- Εύρος pH στο οποίο το ρυθμιστικό διάλυμα θα είναι αποτελεσματικό
- Χωρητικότητα διαλύματος - η ποσότητα ισχυρού οξέος ή ισχυρής βάσης που μπορεί να προστεθεί χωρίς να επηρεαστεί το pH του διαλύματος
- Δεν πρέπει να υπάρχουν ανεπιθύμητες αντιδράσεις που θα μπορούσαν να αλλάξουν τη σύνθεση του διαλύματος
Δοκιμή:
12.4. Αντοχή οξέων και βάσεων
Η κατεύθυνση μετατόπισης της οξεοβασικής ισορροπίας καθορίζεται από τον ακόλουθο κανόνα:
Οι ισορροπίες οξέος-βάσης ωθούνται προς το ασθενέστερο οξύ και την ασθενέστερη βάση.
Ένα οξύ είναι ισχυρότερο όσο πιο εύκολα εγκαταλείπει ένα πρωτόνιο και μια βάση είναι ισχυρότερη όσο πιο εύκολα δέχεται ένα πρωτόνιο και το κρατά πιο σταθερά. Ένα μόριο (ή ιόν) ενός ασθενούς οξέος δεν τείνει να δώσει ένα πρωτόνιο και ένα μόριο (ή ιόν) ασθενούς βάσης δεν έχει την τάση να το δεχτεί, αυτό εξηγεί τη μετατόπιση της ισορροπίας προς την κατεύθυνσή τους. Η ισχύς των οξέων καθώς και η ισχύς των βάσεων μπορούν να συγκριθούν μόνο στον ίδιο διαλύτη
Δεδομένου ότι τα οξέα μπορούν να αντιδράσουν με διαφορετικές βάσεις, οι αντίστοιχες ισορροπίες θα μετατοπιστούν προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση σε διάφορους βαθμούς. Επομένως, για να συγκρίνουμε τις αντοχές διαφορετικών οξέων, προσδιορίζουμε πόσο εύκολα αυτά τα οξέα δίνουν πρωτόνια στα μόρια του διαλύτη. Η αντοχή των εδαφών προσδιορίζεται με παρόμοιο τρόπο.
Γνωρίζετε ήδη ότι ένα μόριο νερού (διαλύτης) μπορεί και να δεχτεί και να δώσει ένα πρωτόνιο, δηλαδή εμφανίζει τόσο τις ιδιότητες ενός οξέος όσο και τις ιδιότητες μιας βάσης. Επομένως, τόσο τα οξέα όσο και οι βάσεις μπορούν να συγκριθούν μεταξύ τους σε ισχύ σε υδατικά διαλύματα. Στον ίδιο διαλύτη, η ισχύς του οξέος εξαρτάται σε μεγάλο βαθμό από την ενέργεια της διάσπασης του δεσμού Α-Η και η ισχύς της βάσης εξαρτάται από την ενέργεια του σχηματιζόμενου δεσμού Β-Η.
Για να χαρακτηρίσετε ποσοτικά την ισχύ ενός οξέος σε υδατικά διαλύματα, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε τη σταθερά ισορροπίας οξέος-βάσης της αναστρέψιμης αντίδρασης ενός δεδομένου οξέος με νερό:
HA + H 2 O A + H 3 O. 
Για να χαρακτηρίσετε την ισχύ ενός οξέος σε αραιά διαλύματα στα οποία η συγκέντρωση νερού είναι σχεδόν σταθερή, χρησιμοποιήστε σταθερά οξύτητας:
,
Οπου Κ προς(ΗΑ) = Κ γ·.
Με εντελώς παρόμοιο τρόπο, για να χαρακτηρίσετε ποσοτικά την αντοχή μιας βάσης, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε τη σταθερά ισορροπίας οξέος-βάσης της αναστρέψιμης αντίδρασης μιας δεδομένης βάσης με το νερό:
A + H 2 O HA + OH, 
και σε αραιά διαλύματα - σταθερά βασικότητας
, Οπου κ o (HA) = κγ ·.
Στην πράξη, για να εκτιμηθεί η αντοχή μιας βάσης, χρησιμοποιείται η σταθερά οξύτητας του οξέος που λαμβάνεται από μια δεδομένη βάση (το λεγόμενο " κλίνω"οξύ), αφού αυτές οι σταθερές σχετίζονται με την απλή σχέση
Κ ο (Α) = ΠΡΟΣ ΤΗΝ(H 2 O)/ Κ κ(ΣΤΟ).
Με άλλα λόγια, Όσο πιο αδύναμο είναι το συζευγμένο οξύ, τόσο ισχυρότερη είναι η βάση. Και αντίστροφα, Όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο πιο αδύναμη είναι η συζυγή βάση .
Οι σταθερές οξύτητας και βασικότητας προσδιορίζονται συνήθως πειραματικά. Οι τιμές των σταθερών οξύτητας διαφόρων οξέων δίνονται στο Παράρτημα 13 και οι τιμές των σταθερών βασικότητας των βάσεων δίνονται στο Παράρτημα 14.
Για να υπολογιστεί ποιο κλάσμα των μορίων ενός οξέος ή μιας βάσης σε κατάσταση ισορροπίας έχει υποστεί αντίδραση με το νερό, χρησιμοποιείται μια τιμή παρόμοια (και ομοιογενής) με το μοριακό κλάσμα και ονομάζεται βαθμός πρωτόλυσης(). Για οξύ ΝΑ
.
Εδώ, η τιμή με τον δείκτη "pr" (στον αριθμητή) χαρακτηρίζει το αντιδρών μέρος των μορίων οξέος NA και η τιμή με τον δείκτη "out" (στον παρονομαστή) χαρακτηρίζει το αρχικό τμήμα του οξέος.
Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης
n pr (ΗΑ) = n(H3O) = n(ΕΝΑ) ντο pr(HA) = ντο(H3O) = ντο(ΕΝΑ);
==α · Με ref(NA);
= (1 – α) · Με ref(NA).
Αντικαθιστώντας αυτές τις εκφράσεις στην εξίσωση της σταθεράς οξύτητας, λαμβάνουμε
Έτσι, γνωρίζοντας τη σταθερά οξύτητας και τη συνολική συγκέντρωση του οξέος, είναι δυνατό να προσδιοριστεί ο βαθμός πρωτόλυσης αυτού του οξέος σε ένα δεδομένο διάλυμα. Ομοίως, η σταθερά βασικότητας της βάσης μπορεί να εκφραστεί μέσω του βαθμού πρωτόλυσης, επομένως, σε γενική μορφή
Αυτή η εξίσωση είναι μια μαθηματική έκφραση Ο νόμος της αραίωσης του Ostwald. Εάν τα διαλύματα είναι αραιωμένα, δηλαδή η αρχική συγκέντρωση δεν υπερβαίνει τα 0,01 mol/l, τότε μπορεί να χρησιμοποιηθεί η κατά προσέγγιση αναλογία
κ= 2 · ντοαναφ.
Για να εκτιμηθεί χονδρικά ο βαθμός πρωτόλυσης, αυτή η εξίσωση μπορεί επίσης να χρησιμοποιηθεί σε συγκεντρώσεις έως 0,1 mol/l.
Οι αντιδράσεις οξέος-βάσης είναι αναστρέψιμες διαδικασίες, αλλά όχι πάντα. Ας εξετάσουμε τη συμπεριφορά των μορίων υδροχλωρίου και υδροφθορίου στο νερό:
Ένα μόριο υδροχλωρίου δίνει ένα πρωτόνιο σε ένα μόριο νερού και γίνεται ιόν χλωρίου. Επομένως, στο νερό, το υδροχλώριο εκθέτει ιδιότητες ενός οξέος και του ίδιου του νερού - ιδιότητες μιας βάσης. Το ίδιο συμβαίνει και με το μόριο υδροφθορίου, και, ως εκ τούτου, το υδροφθόριο εμφανίζει επίσης τις ιδιότητες ενός οξέος. Επομένως, ένα υδατικό διάλυμα υδροχλωρίου ονομάζεται υδροχλωρικό (ή υδροχλωρικό) οξύ και ένα υδατικό διάλυμα υδροφθορίου ονομάζεται υδροφθορικό (ή υδροφθορικό) οξύ. Αλλά υπάρχει μια σημαντική διαφορά μεταξύ αυτών των οξέων: το υδροχλωρικό οξύ αντιδρά με την περίσσεια νερού μη αναστρέψιμα (εντελώς) και το υδροφθορικό οξύ αντιδρά αναστρέψιμα και ελαφρώς. Επομένως, ένα μόριο υδροχλωρίου δίνει εύκολα ένα πρωτόνιο σε ένα μόριο νερού, αλλά ένα μόριο υδροφθορίου το κάνει αυτό με δυσκολία. Επομένως, το υδροχλωρικό οξύ ταξινομείται ως ισχυρά οξέα, και φθορισμού – προς αδύναμος.
Ισχυρά οξέα: HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3 και μερικά άλλα.
Τώρα ας στρέψουμε την προσοχή μας στις δεξιές πλευρές των εξισώσεων για τις αντιδράσεις υδροχλωρίου και υδροφθορίου με νερό. Το ιόν φθορίου μπορεί να δεχθεί ένα πρωτόνιο (αφαιρώντας το από το ιόν οξωνίου) και να μετατραπεί σε μόριο υδροφθορίου, αλλά το ιόν χλωρίου δεν μπορεί. Κατά συνέπεια, το ιόν φθορίου εμφανίζει τις ιδιότητες μιας βάσης, ενώ το ιόν χλωρίου δεν παρουσιάζει τέτοιες ιδιότητες (αλλά μόνο σε αραιά διαλύματα).
Όπως τα οξέα, υπάρχουν ισχυρόςΚαι αδύναμους λόγους.
Οι ισχυρές βασικές ουσίες περιλαμβάνουν όλα τα εξαιρετικά διαλυτά ιοντικά υδροξείδια (ονομάζονται επίσης " αλκάλια"), καθώς όταν διαλύονται στο νερό, τα ιόντα υδροξειδίου μεταφέρονται πλήρως στο διάλυμα.
Οι αδύναμες βάσεις περιλαμβάνουν NH 3 ( Κ Ο= 1,74·10 –5) και κάποιες άλλες ουσίες. Αυτά περιλαμβάνουν επίσης πρακτικά αδιάλυτα υδροξείδια στοιχείων που σχηματίζουν μέταλλα ("υδροξείδια μετάλλων") επειδή όταν αυτές οι ουσίες αλληλεπιδρούν με το νερό, μόνο μια ασήμαντη ποσότητα ιόντων υδροξειδίου περνά στο διάλυμα.
Σωματίδια ασθενούς βάσης (ονομάζονται επίσης " ανιονικές βάσεις"): F, NO 2, SO 3 2, S 2, CO 3 2, PO 4 3 και άλλα ανιόντα που σχηματίζονται από ασθενή οξέα.
Τα ανιόντα Cl, Br, I, HSO 4, NO 3 και άλλα ανιόντα που σχηματίζονται από ισχυρά οξέα δεν έχουν βασικές ιδιότητες
Τα κατιόντα Li, Na, K, Ca 2, Ba 2 και άλλα κατιόντα που αποτελούν μέρος ισχυρών βάσεων δεν έχουν όξινες ιδιότητες.
Εκτός από τα σωματίδια οξέος και βάσης, υπάρχουν και σωματίδια που παρουσιάζουν τόσο όξινες όσο και βασικές ιδιότητες. Γνωρίζετε ήδη τέτοιες ιδιότητες του μορίου του νερού. Εκτός από το νερό, αυτά είναι ιόντα υδροθειώδους, ιόντα υδροσουλφιδίου και άλλα παρόμοια ιόντα. Για παράδειγμα, το HSO 3 παρουσιάζει τις ιδιότητες ενός οξέος
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O και ιδιότητες βάσης
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH.
Τέτοια σωματίδια ονομάζονται αμφολύτες.
Τα περισσότερα σωματίδια αμφολύτη είναι μόρια ασθενών οξέων που έχουν χάσει ορισμένα πρωτόνια (HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2 και μερικά άλλα). Το ανιόν HSO 4 δεν παρουσιάζει βασικές ιδιότητες και είναι ένα μάλλον ισχυρό οξύ ( ΠΡΟΣ ΤΗΝΚ = 1,12. 10–2), και επομένως δεν ανήκει σε αμφολύτες. Τα άλατα που περιέχουν τέτοια ανιόντα ονομάζονται όξινα άλατα.
Παραδείγματα αλάτων οξέος και τα ονόματά τους:
Όπως πιθανότατα έχετε παρατηρήσει, οι αντιδράσεις οξέος-βάσης και οξειδοαναγωγής έχουν πολλά κοινά. Το διάγραμμα που φαίνεται στο Σχήμα 12.3 θα σας βοηθήσει να εντοπίσετε τα κοινά χαρακτηριστικά και να βρείτε τις διαφορές μεταξύ αυτών των τύπων αντιδράσεων.
ΙΣΧΥΣ ΟΞΕΟΥ, ΙΣΧΥΣ ΒΑΣΗΣ, ΣΤΑΘΕΡΑ ΟΞΥΤΗΤΑΣ, ΣΤΑΘΕΡΑ ΒΑΣΙΚΟΤΗΤΑΣ, ΣΥΖΕΓΜΕΝΟ ΟΞΥ, ΣΥΖΕΥΓΗ ΒΑΣΗ, ΒΑΘΜΟΣ ΠΡΩΤΟΛΥΣΗΣ, ΝΟΜΟΣ ΑΡΑΙΩΣΗΣ ΤΟΥ ΟΣΤΒΑΛΝΤ, ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ, ΑΔΥΝΑΜΕΝΑ ΠΑΡΑΒΑΒΑΙΟ, ΙΣΧΥΡΟ, ΑΜΦΟΛΥΤΕΣ, ΟΞΥΝΑ ΑΛΑΤΑ
1.Ποιο οξύ είναι περισσότερο διατεθειμένο να δώσει ένα πρωτόνιο σε υδατικό διάλυμα: α) νιτρικό ή αζωτούχο, β) θειικό ή θειικό, γ) θειικό ή υδροχλωρικό, δ) υδρόθειο ή θειώδες; Καταγράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης. Στην περίπτωση αναστρέψιμων αντιδράσεων, γράψτε την έκφραση για τις σταθερές οξύτητας.
2. Συγκρίνετε την ενέργεια ψεκασμού των μορίων HF και HCl. Είναι αυτά τα δεδομένα σύμφωνα με την ισχύ του υδροφθορικού και του υδροχλωρικού οξέος;
3.Ποιο σωματίδιο είναι ισχυρότερο οξύ: α) μόριο ανθρακικού οξέος ή διττανθρακικό ιόν, β) μόριο φωσφορικού οξέος, ιόν διόξινου φωσφορικού ή ιόν υδροφωσφορικού, γ) μόριο υδρόθειου ή ιόν υδροσουλφιδίου;
4. Γιατί δεν βρίσκετε σταθερές οξύτητας για το θειικό, το υδροχλωρικό, το νιτρικό και ορισμένα άλλα οξέα στο Παράρτημα 13;
5.Να αποδείξετε την εγκυρότητα της σχέσης που συνδέει τη σταθερά βασικότητας και τη σταθερά οξύτητας συζευγμένων οξέων και βάσεων.
6. Να γράψετε τις εξισώσεις για τις αντιδράσεις με νερό α) υδροβρωμιούχου και νιτρώδους οξέος, β) θειικού και θειικού οξέος, γ) νιτρικού οξέος και υδρόθειου. Ποιες είναι οι διαφορές μεταξύ αυτών των διαδικασιών;
7. Για τους ακόλουθους αμφολύτες: HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2, H 2 O - δημιουργήστε εξισώσεις για τις αντιδράσεις αυτών των σωματιδίων με το νερό, γράψτε εκφράσεις για τις σταθερές οξύτητας και βασικότητας, γράψτε κάτω από τις τιμές αυτών των σταθερών από το Παράρτημα 13 και 14. Προσδιορίστε ποιες ιδιότητες, όξινες ή βασικές, κυριαρχούν σε αυτά τα σωματίδια;
8. Ποιες διεργασίες μπορεί να συμβούν όταν το φωσφορικό οξύ διαλύεται στο νερό;
Σύγκριση της αντιδραστικότητας ισχυρών και ασθενών οξέων.
12.5. Αντιδράσεις οξέος-βάσης ιόντων οξωνίου
Τόσο τα οξέα όσο και οι βάσεις διαφέρουν ως προς την αντοχή, τη διαλυτότητα, τη σταθερότητα και ορισμένα άλλα χαρακτηριστικά. Το πιο σημαντικό από αυτά τα χαρακτηριστικά είναι η δύναμη. Οι πιο χαρακτηριστικές ιδιότητες των οξέων εκδηλώνονται στα ισχυρά οξέα. Σε διαλύματα ισχυρών οξέων, τα σωματίδια οξέος είναι ιόντα οξωνίου. Επομένως, σε αυτή την ενότητα θα εξετάσουμε αντιδράσεις σε διαλύματα που συμβαίνουν κατά την αλληλεπίδραση ιόντων οξωνίου με διάφορες ουσίες που περιέχουν σωματίδια βάσης. Ας ξεκινήσουμε με τα πιο γερά θεμέλια.
α) Αντιδράσεις ιόντων οξωνίου με ιόντα οξειδίου
Από τις πολύ ισχυρές βάσεις, η πιο σημαντική είναι το ιόν οξειδίου, το οποίο είναι μέρος των βασικών οξειδίων, που όπως θυμάστε είναι ιοντικές ουσίες. Αυτό το ιόν είναι μια από τις ισχυρότερες βάσεις. Επομένως, τα βασικά οξείδια (για παράδειγμα, η σύνθεση ΜΟ), ακόμη και αυτά που δεν αντιδρούν με το νερό, αντιδρούν εύκολα με οξέα. Μηχανισμός αντίδρασης:
Σε αυτές τις αντιδράσεις, το ιόν οξειδίου δεν έχει χρόνο να εισέλθει σε διάλυμα, αλλά αμέσως αντιδρά με το ιόν οξωνίου. Κατά συνέπεια, η αντίδραση λαμβάνει χώρα στην επιφάνεια του οξειδίου. Τέτοιες αντιδράσεις ολοκληρώνονται, αφού ένας πολύ αδύναμος αμφολύτης (νερό) σχηματίζεται από ένα ισχυρό οξύ και μια ισχυρή βάση.
Παράδειγμα. Αντίδραση νιτρικού οξέος με οξείδιο του μαγνησίου:
MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H 2 O.
Όλα τα βασικά και αμφοτερικά οξείδια αντιδρούν με αυτόν τον τρόπο με ισχυρά οξέα, αλλά εάν σχηματιστεί ένα αδιάλυτο άλας, η αντίδραση σε ορισμένες περιπτώσεις επιβραδύνεται πολύ, καθώς ένα στρώμα αδιάλυτου άλατος εμποδίζει τη διείσδυση του οξέος στην επιφάνεια του οξειδίου ( για παράδειγμα, η αντίδραση του οξειδίου του βαρίου με το θειικό οξύ).
β) Αντιδράσεις ιόντων οξωνίου με ιόντα υδροξειδίου
Από όλα τα είδη βάσης που υπάρχουν σε υδατικά διαλύματα, το ιόν υδροξειδίου είναι η ισχυρότερη βάση. Η σταθερά βασικότητάς του (55,5) είναι πολλές φορές υψηλότερη από τις σταθερές βασικότητας άλλων σωματιδίων βάσης. Τα ιόντα υδροξειδίου αποτελούν μέρος των αλκαλίων και, όταν διαλύονται, μεταφέρονται σε διάλυμα. Ο μηχανισμός αντίδρασης ιόντων οξωνίου με ιόντα υδροξειδίου:
.
Παράδειγμα 1. Αντίδραση υδροχλωρικού οξέος με διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου:
HCl p + NaOH p = NaCl p + H 2 O.
Όπως οι αντιδράσεις με βασικά οξείδια, τέτοιες αντιδράσεις ολοκληρώνονται (μη αναστρέψιμες) επειδή ως αποτέλεσμα της μεταφοράς ενός πρωτονίου από ένα ιόν οξωνίου (ένα ισχυρό οξύ, κ K = 55,5) ιόν υδροξειδίου (ισχυρή βάση, κ O = 55,5) μόρια νερού (πολύ αδύναμος αμφολύτης, κΚ= κΟ = 1,8·10 -16).
Θυμηθείτε ότι οι αντιδράσεις οξέων με βάσεις (συμπεριλαμβανομένων των αλκαλίων) ονομάζονται αντιδράσεις εξουδετέρωσης.
Γνωρίζετε ήδη ότι το καθαρό νερό περιέχει ιόντα οξωνίου και υδροξειδίου (λόγω της αυτοπρωτόλυσης του νερού), αλλά οι συγκεντρώσεις τους είναι ίσες και εξαιρετικά ασήμαντες: Με(Η3Ο) = Με(ΟΗ) = 10 -7 mol/l. Επομένως, η παρουσία τους στο νερό είναι πρακτικά αόρατη.
Το ίδιο παρατηρείται και σε διαλύματα ουσιών που δεν είναι ούτε οξέα ούτε βάσεις. Τέτοιες λύσεις ονομάζονται ουδέτερος.
Αλλά εάν προσθέσετε μια ουσία οξέος ή βάσης στο νερό, μια περίσσεια ενός από αυτά τα ιόντα θα εμφανιστεί στο διάλυμα. Η λύση θα γίνει θυμώνωή αλκαλική.
Τα ιόντα υδροξειδίου αποτελούν μέρος όχι μόνο αλκαλίων, αλλά και πρακτικά αδιάλυτων βάσεων, καθώς και αμφοτερικών υδροξειδίων (τα αμφοτερικά υδροξείδια από αυτή την άποψη μπορούν να θεωρηθούν ως ιοντικές ενώσεις). Τα ιόντα οξωνίου αντιδρούν επίσης με όλες αυτές τις ουσίες και, όπως στην περίπτωση των βασικών οξειδίων, η αντίδραση λαμβάνει χώρα στην επιφάνεια του στερεού. Μηχανισμός αντίδρασης για τη σύνθεση υδροξειδίου M(OH) 2:
.
Παράδειγμα 2. Αντίδραση διαλύματος θειικού οξέος με υδροξείδιο του χαλκού. Δεδομένου ότι το ιόν όξινου θειικού είναι ένα μάλλον ισχυρό οξύ ( κ K 0,01), η αναστρεψιμότητα της πρωτόλυσης του μπορεί να αγνοηθεί και οι εξισώσεις αυτής της αντίδρασης μπορούν να γραφτούν ως εξής:
Cu(OH) 2 + 2H 3 O = Cu 2 + 4H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4р = CuSO 4 + 2H 2 O.
γ) Αντιδράσεις ιόντων οξωνίου με ασθενείς βάσεις
Όπως και στα διαλύματα αλκαλίων, τα διαλύματα ασθενών βάσεων περιέχουν επίσης ιόντα υδροξειδίου, αλλά η συγκέντρωσή τους είναι πολλές φορές χαμηλότερη από τη συγκέντρωση των ίδιων των σωματιδίων βάσης (αυτή η αναλογία είναι ίση με τον βαθμό πρωτόλυσης της βάσης). Επομένως, ο ρυθμός της αντίδρασης εξουδετέρωσης των ιόντων υδροξειδίου είναι πολλές φορές μικρότερος από τον ρυθμό της αντίδρασης εξουδετέρωσης των ίδιων των σωματιδίων βάσης. Κατά συνέπεια, η αντίδραση μεταξύ ιόντων οξωνίου και σωματιδίων βάσης θα είναι κυρίαρχη.
Παράδειγμα 1. Αντίδραση εξουδετέρωσης υδροχλωρικού οξέος με διάλυμα αμμωνίας:
.
Η αντίδραση παράγει ιόντα αμμωνίου (ένα ασθενές οξύ, κ K = 6·10 -10) και μόρια νερού, αλλά επειδή ένα από τα αρχικά αντιδραστήρια (αμμωνία) η βάση είναι αδύναμη ( κ O = 2·10 -5), τότε η αντίδραση είναι αναστρέψιμη
Αλλά η ισορροπία σε αυτό μετατοπίζεται πολύ έντονα προς τα δεξιά (προς τα προϊόντα αντίδρασης), τόσο πολύ που η αντιστρεψιμότητα συχνά παραβλέπεται γράφοντας τη μοριακή εξίσωση αυτής της αντίδρασης με πρόσημο ίσου:
HCl p + NH 3p = NH 4 Cl p + H 2 O.
Παράδειγμα 2. Αντίδραση υδροβρωμικού οξέος με διάλυμα διττανθρακικού νατρίου. Όντας ένας αμφολύτης, το διττανθρακικό ιόν συμπεριφέρεται σαν αδύναμη βάση παρουσία ιόντων οξωνίου:
Το προκύπτον ανθρακικό οξύ μπορεί να περιέχεται σε υδατικά διαλύματα μόνο σε πολύ μικρές συγκεντρώσεις. Καθώς αυξάνεται η συγκέντρωση, αποσυντίθεται. Ο μηχανισμός αποσύνθεσης μπορεί να φανταστεί ως εξής:
Συνοπτικές χημικές εξισώσεις:
H 3 O + HCO 3 = CO 2 + 2H 2 O
HBr р + NaHCO 3р = NaBr р + CO 2 + H 2 O.
Παράδειγμα 3. Αντιδράσεις που συμβαίνουν όταν συνδυάζονται διαλύματα υπερχλωρικού οξέος και ανθρακικού καλίου. Το ανθρακικό ιόν είναι επίσης αδύναμη βάση, αν και ισχυρότερο από το διττανθρακικό ιόν. Οι αντιδράσεις μεταξύ αυτών των ιόντων και του ιόντος οξωνίου είναι εντελώς ανάλογες. Ανάλογα με τις συνθήκες, η αντίδραση μπορεί να σταματήσει στο στάδιο του σχηματισμού ενός διττανθρακικού ιόντος ή μπορεί να οδηγήσει στο σχηματισμό διοξειδίου του άνθρακα:
α) H 3 O + CO 3 = HCO 3 + H 2 O
HClO 4p + K 2 CO 3p = KClO 4p + KHCO 3p;
β) 2H 3 O + CO 3 = CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4p + K 2 CO 3p = 2KClO 4p + CO 2 + H 2 O.
Παρόμοιες αντιδράσεις συμβαίνουν ακόμη και όταν τα άλατα που περιέχουν σωματίδια βάσης είναι αδιάλυτα στο νερό. Όπως στην περίπτωση των βασικών οξειδίων ή των αδιάλυτων βάσεων, στην περίπτωση αυτή η αντίδραση συμβαίνει επίσης στην επιφάνεια του αδιάλυτου άλατος.
Παράδειγμα 4. Αντίδραση μεταξύ υδροχλωρικού οξέος και ανθρακικού ασβεστίου:
CaCO 3 + 2H 3 O = Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3p + 2HCl p = CaCl 2p + CO 2 + H 2 O.
Ένα εμπόδιο σε τέτοιες αντιδράσεις μπορεί να είναι ο σχηματισμός ενός αδιάλυτου άλατος, ένα στρώμα του οποίου θα εμποδίσει τη διείσδυση ιόντων οξωνίου στην επιφάνεια του αντιδραστηρίου (για παράδειγμα, στην περίπτωση της αλληλεπίδρασης ανθρακικού ασβεστίου με θειικό οξύ).
ΟΥΔΕΤΕΡΟ ΔΙΑΛΥΜΑ, ΟΞΙΝΟ ΔΙΑΛΥΜΑ, ΑΛΚΑΛΙΚΟ ΔΙΑΛΥΜΑ, ΑΝΤΙΔΡΑΣΗ ΕΞΟΥΔΕΤΕΡΩΣΗΣ.
1.Σχεδιάστε διαγράμματα των μηχανισμών των αντιδράσεων των ιόντων οξωνίου με τις ακόλουθες ουσίες και σωματίδια: FeO, Ag 2 O, Fe(OH) 3, HSO 3, PO 4 3 και Cu 2 (OH) 2 CO 3. Χρησιμοποιώντας τα διαγράμματα, δημιουργήστε εξισώσεις ιοντικής αντίδρασης.
2.Με ποιο από τα παρακάτω οξείδια θα αντιδράσουν τα ιόντα οξωνίου: CaO, CO, ZnO, SO 2, B 2 O 3, La 2 O 3; Να γράψετε ιοντικές εξισώσεις για αυτές τις αντιδράσεις.
3.Με ποιο από τα παρακάτω υδροξείδια θα αντιδράσουν τα ιόντα οξωνίου: Mg(OH)2, B(OH)3, Te(OH)6, Al(OH)3; Να γράψετε ιοντικές εξισώσεις για αυτές τις αντιδράσεις.
4. Να σχηματίσετε ιοντικές και μοριακές εξισώσεις για τις αντιδράσεις του υδροβρωμικού οξέος με διαλύματα των ακόλουθων ουσιών: Na 2 CO 3, K 2 SO 3, Na 2 SiO 3, KHCO 3.
5. Να σχηματίσετε ιοντικές και μοριακές εξισώσεις για τις αντιδράσεις διαλύματος νιτρικού οξέος με τις ακόλουθες ουσίες: Cr(OH) 3, MgCO 3, PbO.
Αντιδράσεις διαλυμάτων ισχυρών οξέων με βάσεις, βασικά οξείδια και άλατα.
12.6. Αντιδράσεις οξέος-βάσης ασθενών οξέων
Σε αντίθεση με τα διαλύματα ισχυρών οξέων, τα διαλύματα ασθενών οξέων περιέχουν όχι μόνο ιόντα οξωνίου ως σωματίδια οξέος, αλλά και μόρια του ίδιου του οξέος, και υπάρχουν πολλές φορές περισσότερα μόρια οξέος από τα ιόντα οξωνίου. Επομένως, σε αυτά τα διαλύματα, η κυρίαρχη αντίδραση θα είναι η αντίδραση των ίδιων των σωματιδίων του οξέος με τα σωματίδια βάσης και όχι οι αντιδράσεις των ιόντων οξωνίου. Ο ρυθμός των αντιδράσεων που περιλαμβάνουν ασθενή οξέα είναι πάντα χαμηλότερος από τον ρυθμό παρόμοιων αντιδράσεων που περιλαμβάνουν ισχυρά οξέα. Μερικές από αυτές τις αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες και όσο περισσότερες, τόσο ασθενέστερο είναι το οξύ που εμπλέκεται στην αντίδραση.
α) Αντιδράσεις ασθενών οξέων με ιόντα οξειδίου
Αυτή είναι η μόνη ομάδα αντιδράσεων ασθενών οξέων που προχωρούν μη αναστρέψιμα. Η ταχύτητα της αντίδρασης εξαρτάται από την ισχύ του οξέος. Ορισμένα αδύναμα οξέα (υδρόθειο, άνθρακας κ.λπ.) δεν αντιδρούν με βασικά και αμφοτερικά οξείδια χαμηλής δράσης (CuO, FeO, Fe 2 O 3, Al 3 O 3, ZnO, Cr 2 O 3 κ.λπ.).
Παράδειγμα. Η αντίδραση που συμβαίνει μεταξύ οξειδίου του μαγγανίου(II) και διαλύματος οξικού οξέος. Ο μηχανισμός αυτής της αντίδρασης:
Εξισώσεις αντίδρασης:
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. (Τα άλατα του οξικού οξέος ονομάζονται οξικά)
β) Αντιδράσεις ασθενών οξέων με ιόντα υδροξειδίου
Για παράδειγμα, εξετάστε πώς αντιδρούν τα μόρια του φωσφορικού (ορθοφωσφορικού) οξέος με τα ιόντα υδροξειδίου:
Ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, λαμβάνονται μόρια νερού και διόξινο φωσφορικά ιόντα.
Εάν μετά την ολοκλήρωση αυτής της αντίδρασης ιόντα υδροξειδίου παραμείνουν στο διάλυμα, τότε τα διόξινο φωσφορικά ιόντα, που είναι αμφολύτες, θα αντιδράσουν μαζί τους:
Σχηματίζονται υδροφωσφορικά ιόντα, τα οποία, επίσης ως αμφολύτες, μπορούν να αντιδράσουν με περίσσεια ιόντων υδροξειδίου:
.
Ιονικές εξισώσεις για αυτές τις αντιδράσεις
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.
Οι ισορροπίες αυτών των αναστρέψιμων αντιδράσεων μετατοπίζονται προς τα δεξιά. Σε περίσσεια αλκαλικού διαλύματος (για παράδειγμα, NaOH), όλες αυτές οι αντιδράσεις προχωρούν σχεδόν μη αναστρέψιμα, επομένως οι μοριακές τους εξισώσεις συνήθως γράφονται ως εξής:
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.
Εάν το προϊόν στόχος αυτών των αντιδράσεων είναι το φωσφορικό νάτριο, τότε η συνολική εξίσωση μπορεί να γραφτεί:
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O.
Έτσι, ένα μόριο φωσφορικού οξέος, εισερχόμενο σε αλληλεπιδράσεις οξέος-βάσης, μπορεί να δώσει διαδοχικά ένα, δύο ή τρία πρωτόνια. Σε μια παρόμοια διαδικασία, ένα μόριο υδροσουλφιδικού οξέος (H 2 S) μπορεί να δώσει ένα ή δύο πρωτόνια και ένα μόριο νιτρώδους οξέος (HNO 2) μπορεί να δώσει μόνο ένα πρωτόνιο. Κατά συνέπεια, αυτά τα οξέα ταξινομούνται ως τριβασικός, διβασικός και μονοβασικός.
Το αντίστοιχο χαρακτηριστικό της βάσης ονομάζεται οξύτητα.
Παραδείγματα βάσεων ενός οξέος είναι NaOH, KOH. Παραδείγματα βάσεων διόξινων είναι τα Ca(OH) 2, Ba(OH) 2.
Τα ισχυρότερα από τα αδύναμα οξέα μπορούν επίσης να αντιδράσουν με ιόντα υδροξειδίου που αποτελούν μέρος αδιάλυτων βάσεων και ακόμη και με αμφοτερικά υδροξείδια.
γ) Αντιδράσεις ασθενών οξέων με ασθενείς βάσεις
Σχεδόν όλες αυτές οι αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες. Σύμφωνα με τον γενικό κανόνα, η ισορροπία σε τέτοιες αναστρέψιμες αντιδράσεις μετατοπίζεται προς ασθενέστερα οξέα και ασθενέστερες βάσεις.
ΒΑΣΙΚΗ ΟΞΕΩΣ, ΟΞΥΤΗΤΑ ΒΑΣΗΣ.
1.Σχεδιάστε διαγράμματα των μηχανισμών των αντιδράσεων που συμβαίνουν σε ένα υδατικό διάλυμα μεταξύ μυρμηκικού οξέος και των ακόλουθων ουσιών: Fe 2 O 3, KOH και Fe(OH) 3. Χρησιμοποιώντας τα διαγράμματα, δημιουργήστε ιοντικές και μοριακές εξισώσεις για αυτές τις αντιδράσεις. (ιόν τετραακουαζίνης) και 3aq υδ+ H 3 O .
4. Προς ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η ισορροπία σε αυτό το διάλυμα α) όταν αραιωθεί με νερό, β) όταν προστεθεί σε αυτό διάλυμα ισχυρού οξέος;
Έχουμε δώσει έναν ορισμό υδρόλυση, θυμήθηκε μερικά στοιχεία για άλατα. Τώρα θα συζητήσουμε τα ισχυρά και τα αδύναμα οξέα και θα ανακαλύψουμε ότι το «σενάριο» της υδρόλυσης εξαρτάται από το ποιο οξύ και ποια βάση σχημάτισε το δεδομένο άλας.
← Υδρόλυση αλάτων. Μέρος Ι
Ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες
Επιτρέψτε μου να σας υπενθυμίσω ότι όλα τα οξέα και οι βάσεις μπορούν να χωριστούν σε ισχυρόςΚαι αδύναμος. Ισχυρά οξέα (και, γενικά, ισχυροί ηλεκτρολύτες) διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ένα υδατικό διάλυμα. Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες αποσυντίθενται σε ιόντα σε μικρό βαθμό.
Τα ισχυρά οξέα περιλαμβάνουν:
- H 2 SO 4 (θειικό οξύ),
- HClO 4 (υπερχλωρικό οξύ),
- HClO 3 (χλωρικό οξύ),
- HNO 3 (νιτρικό οξύ),
- HCl (υδροχλωρικό οξύ),
- HBr (υδροβρωμικό οξύ),
- HI (υδρικό οξύ).
Παρακάτω είναι μια λίστα με αδύναμα οξέα:
- H 2 SO 3 (θειικό οξύ),
- H 2 CO 3 (ανθρακικό οξύ),
- H 2 SiO 3 (πυριτικό οξύ),
- H 3 PO 3 (φωσφορώδες οξύ),
- H 3 PO 4 (ορθοφωσφορικό οξύ),
- HClO 2 (χλωριούχο οξύ),
- HClO (υποχλωρικό οξύ),
- HNO 2 (νιτρώδες οξύ),
- HF (υδροφθορικό οξύ),
- H 2 S (υδρόθειο οξύ),
- τα περισσότερα οργανικά οξέα, π.χ. οξικό οξύ (CH 3 COOH).
Φυσικά, είναι αδύνατο να απαριθμήσουμε όλα τα οξέα που υπάρχουν στη φύση. Δίνονται μόνο τα πιο «δημοφιλή». Πρέπει επίσης να γίνει κατανοητό ότι η διαίρεση των οξέων σε ισχυρά και αδύναμα είναι αρκετά αυθαίρετη.
Η κατάσταση είναι πολύ πιο απλή με δυνατές και αδύναμες βάσεις. Μπορείτε να χρησιμοποιήσετε τον πίνακα διαλυτότητας. Οι ισχυροί λόγοι περιλαμβάνουν όλους διαλυτόςσε βάσεις νερού άλλες από NH 4 OH. Αυτές οι ουσίες ονομάζονται αλκάλια (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, κ.λπ.)
Οι αδύναμοι λόγοι είναι:
- όλα τα αδιάλυτα στο νερό υδροξείδια (π.χ. Fe(OH) 3, Cu(OH) 2, κ.λπ.),
- NH 4 OH (υδροξείδιο του αμμωνίου).
Υδρόλυση αλάτων. Βασικά στοιχεία
Μπορεί σε όσους διαβάζουν αυτό το άρθρο να φαίνεται ότι έχουμε ήδη ξεχάσει το κύριο θέμα της συζήτησης και έχουμε παραμερίσει κάπου. Αυτό είναι λάθος! Η κουβέντα μας για οξέα και βάσεις, για ισχυρούς και ασθενείς ηλεκτρολύτες σχετίζεται άμεσα με την υδρόλυση των αλάτων. Τώρα θα το δείτε αυτό.
Επιτρέψτε μου λοιπόν να σας δώσω τα βασικά στοιχεία:
- Δεν υποβάλλονται σε υδρόλυση όλα τα άλατα. Υπάρχει υδρολυτικά σταθερόενώσεις, όπως το χλωριούχο νάτριο.
- Η υδρόλυση των αλάτων μπορεί να είναι πλήρης (μη αναστρέψιμη) και μερική (αναστρέψιμη).
- Κατά την αντίδραση υδρόλυσης, σχηματίζεται ένα οξύ ή βάση και η οξύτητα του μέσου αλλάζει.
- Προσδιορίζεται η θεμελιώδης δυνατότητα υδρόλυσης, η κατεύθυνση της αντίστοιχης αντίδρασης, η αναστρεψιμότητα ή η μη αντιστρεψιμότητά της αντοχή σε οξύΚαι δύναμη θεμελίωσης, που σχηματίζουν αυτό το αλάτι.
- Ανάλογα με την ισχύ του αντίστοιχου οξέος και αντιστ. βάσεις, όλα τα άλατα μπορούν να χωριστούν σε 4 ομάδες. Κάθε μία από αυτές τις ομάδες χαρακτηρίζεται από το δικό της «σενάριο» υδρόλυσης.
Παράδειγμα 4. Το άλας NaNO 3 σχηματίζεται από ένα ισχυρό οξύ (HNO 3) και μια ισχυρή βάση (NaOH). Δεν λαμβάνει χώρα υδρόλυση, δεν σχηματίζονται νέες ενώσεις και η οξύτητα του μέσου δεν αλλάζει.
Παράδειγμα 5. Το άλας NiSO 4 σχηματίζεται από ένα ισχυρό οξύ (H 2 SO 4) και μια ασθενή βάση (Ni(OH) 2). Γίνεται υδρόλυση του κατιόντος, κατά την αντίδραση σχηματίζεται ένα οξύ και ένα βασικό άλας.
Παράδειγμα 6. Το ανθρακικό κάλιο σχηματίζεται από ένα ασθενές οξύ (H 2 CO 3) και μια ισχυρή βάση (KOH). Υδρόλυση με ανιόν, σχηματισμός αλκαλίου και όξινου άλατος. Αλκαλικό διάλυμα.
Παράδειγμα 7. Το θειούχο αλουμίνιο σχηματίζεται από ένα ασθενές οξύ (H 2 S) και μια ασθενή βάση (Al(OH) 3). Η υδρόλυση λαμβάνει χώρα τόσο στο κατιόν όσο και στο ανιόν. Μη αναστρέψιμη αντίδραση. Κατά τη διάρκεια της διαδικασίας, σχηματίζεται H2S και υδροξείδιο του αργιλίου. Η οξύτητα του μέσου αλλάζει ελαφρώς.
Δοκιμάστε το μόνοι σας:
Άσκηση 2. Τι τύποι αλάτων είναι τα ακόλουθα: FeCl 3, Na 3 PO 3, KBr, NH 4 NO 2; Αυτά τα άλατα υπόκεινται σε υδρόλυση; Με κατιόν ή με ανιόν; Τι σχηματίζεται κατά την αντίδραση; Πώς αλλάζει η οξύτητα του περιβάλλοντος; Δεν χρειάζεται να γράψετε τις εξισώσεις αντίδρασης προς το παρόν.
Το μόνο που έχουμε να κάνουμε είναι να συζητήσουμε διαδοχικά 4 ομάδες αλάτων και να δώσουμε ένα συγκεκριμένο «σενάριο» υδρόλυσης για καθεμία από αυτές. Στο επόμενο μέρος, θα ξεκινήσουμε με τα άλατα που σχηματίζονται από μια αδύναμη βάση και ένα ισχυρό οξύ.
Πριν συζητήσουμε τις χημικές ιδιότητες των βάσεων και των αμφοτερικών υδροξειδίων, ας ορίσουμε με σαφήνεια ποιες είναι;
1) Οι βάσεις ή τα βασικά υδροξείδια περιλαμβάνουν υδροξείδια μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης +1 ή +2, δηλ. οι τύποι των οποίων γράφονται είτε ως MeOH είτε ως Me(OH) 2. Ωστόσο, υπάρχουν και εξαιρέσεις. Έτσι, τα υδροξείδια Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 δεν είναι βάσεις.
2) Τα αμφοτερικά υδροξείδια περιλαμβάνουν υδροξείδια μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης +3, +4, καθώς και, κατ' εξαίρεση, τα υδροξείδια Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Τα υδροξείδια μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης +4 δεν βρίσκονται στις εργασίες Εξέτασης Ενοποιημένης Κατάστασης, επομένως δεν θα ληφθούν υπόψη.
Χημικές ιδιότητες βάσεων
Όλοι οι λόγοι χωρίζονται σε:
Ας θυμηθούμε ότι το βηρύλλιο και το μαγνήσιο δεν είναι μέταλλα αλκαλικών γαιών.
Εκτός από το ότι είναι διαλυτά στο νερό, τα αλκάλια διασπώνται πολύ καλά και σε υδατικά διαλύματα, ενώ οι αδιάλυτες βάσεις έχουν χαμηλό βαθμό διάστασης.
Αυτή η διαφορά στη διαλυτότητα και την ικανότητα διάστασης μεταξύ αλκαλίων και αδιάλυτων υδροξειδίων οδηγεί, με τη σειρά της, σε αξιοσημείωτες διαφορές στις χημικές τους ιδιότητες. Έτσι, συγκεκριμένα, τα αλκάλια είναι πιο χημικά δραστικές ενώσεις και είναι συχνά ικανά να εισέλθουν σε αντιδράσεις που δεν κάνουν οι αδιάλυτες βάσεις.
Αλληλεπίδραση βάσεων με οξέα
Τα αλκάλια αντιδρούν με όλα τα οξέα, ακόμη και με τα πολύ αδύναμα και αδιάλυτα. Για παράδειγμα:
Οι αδιάλυτες βάσεις αντιδρούν με όλα σχεδόν τα διαλυτά οξέα, αλλά δεν αντιδρούν με το αδιάλυτο πυριτικό οξύ:
Πρέπει να σημειωθεί ότι τόσο οι ισχυρές όσο και οι ασθενείς βάσεις με τον γενικό τύπο της μορφής Me(OH) 2 μπορούν να σχηματίσουν βασικά άλατα όταν υπάρχει έλλειψη οξέος, για παράδειγμα:
Αλληλεπίδραση με οξείδια οξέος
Τα αλκάλια αντιδρούν με όλα τα όξινα οξείδια, σχηματίζοντας άλατα και συχνά νερό:
Οι αδιάλυτες βάσεις μπορούν να αντιδράσουν με όλα τα υψηλότερα όξινα οξείδια που αντιστοιχούν σε σταθερά οξέα, για παράδειγμα, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, για να σχηματίσουν άλατα μέσου όρου:
Οι αδιάλυτες βάσεις του τύπου Me(OH) 2 αντιδρούν παρουσία νερού με διοξείδιο του άνθρακα αποκλειστικά για να σχηματίσουν βασικά άλατα. Για παράδειγμα:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
Λόγω της εξαιρετικής αδράνειας του, μόνο οι ισχυρότερες βάσεις, τα αλκάλια, αντιδρούν με το διοξείδιο του πυριτίου. Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζονται κανονικά άλατα. Η αντίδραση δεν συμβαίνει με αδιάλυτες βάσεις. Για παράδειγμα:
Αλληλεπίδραση βάσεων με αμφοτερικά οξείδια και υδροξείδια
Όλα τα αλκάλια αντιδρούν με αμφοτερικά οξείδια και υδροξείδια. Εάν η αντίδραση διεξάγεται με σύντηξη ενός αμφοτερικού οξειδίου ή υδροξειδίου με ένα στερεό αλκάλιο, αυτή η αντίδραση οδηγεί στον σχηματισμό αλάτων χωρίς υδρογόνο:
Εάν χρησιμοποιούνται υδατικά διαλύματα αλκαλίων, τότε σχηματίζονται υδροξοσύνθετα άλατα:
Στην περίπτωση του αλουμινίου, υπό τη δράση περίσσειας συμπυκνωμένου αλκαλίου, αντί για άλας Na, σχηματίζεται άλας Na 3:
Αλληλεπίδραση βάσεων με άλατα
Οποιαδήποτε βάση αντιδρά με οποιοδήποτε άλας μόνο εάν πληρούνται δύο προϋποθέσεις ταυτόχρονα:
1) διαλυτότητα των αρχικών ενώσεων.
2) η παρουσία ιζήματος ή αερίου μεταξύ των προϊόντων της αντίδρασης
Για παράδειγμα:
Θερμική σταθερότητα υποστρωμάτων
Όλα τα αλκάλια, εκτός από το Ca(OH) 2, είναι ανθεκτικά στη θερμότητα και τήκονται χωρίς αποσύνθεση.
Όλες οι αδιάλυτες βάσεις, καθώς και το ελαφρώς διαλυτό Ca(OH) 2, αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται. Η υψηλότερη θερμοκρασία αποσύνθεσης του υδροξειδίου του ασβεστίου είναι περίπου 1000 o C:
Τα αδιάλυτα υδροξείδια έχουν πολύ χαμηλότερες θερμοκρασίες αποσύνθεσης. Για παράδειγμα, το υδροξείδιο του χαλκού (II) αποσυντίθεται ήδη σε θερμοκρασίες πάνω από 70 o C:
Χημικές ιδιότητες αμφοτερικών υδροξειδίων
Αλληλεπίδραση αμφοτερικών υδροξειδίων με οξέα
Τα αμφοτερικά υδροξείδια αντιδρούν με ισχυρά οξέα:
Αμφοτερικά υδροξείδια μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης +3, δηλ. τύπου Me(OH) 3, δεν αντιδρούν με οξέα όπως H 2 S, H 2 SO 3 και H 2 CO 3 λόγω του γεγονότος ότι τα άλατα που θα μπορούσαν να σχηματιστούν ως αποτέλεσμα τέτοιων αντιδράσεων υπόκεινται σε μη αναστρέψιμη υδρόλυση σε το αρχικό αμφοτερικό υδροξείδιο και το αντίστοιχο οξύ:
Αλληλεπίδραση αμφοτερικών υδροξειδίων με οξείδια οξέος
Τα αμφοτερικά υδροξείδια αντιδρούν με ανώτερα οξείδια, τα οποία αντιστοιχούν σε σταθερά οξέα (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):
Αμφοτερικά υδροξείδια μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης +3, δηλ. τύπου Me(OH) 3, μην αντιδρούν με όξινα οξείδια SO 2 και CO 2.
Αλληλεπίδραση αμφοτερικών υδροξειδίων με βάσεις
Μεταξύ των βάσεων, τα αμφοτερικά υδροξείδια αντιδρούν μόνο με αλκάλια. Σε αυτή την περίπτωση, εάν χρησιμοποιηθεί υδατικό διάλυμα αλκαλίου, τότε σχηματίζονται άλατα υδροξοσυμπλοκών:
Και όταν τα αμφοτερικά υδροξείδια συντήκονται με στερεά αλκάλια, λαμβάνονται τα άνυδρα ανάλογα τους:
Αλληλεπίδραση αμφοτερικών υδροξειδίων με βασικά οξείδια
Τα αμφοτερικά υδροξείδια αντιδρούν όταν συντήκονται με οξείδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών:
Θερμική αποσύνθεση αμφοτερικών υδροξειδίων
Όλα τα αμφοτερικά υδροξείδια είναι αδιάλυτα στο νερό και, όπως όλα τα αδιάλυτα υδροξείδια, αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται στο αντίστοιχο οξείδιο και νερό.
