Підстави (гідрокси)- Складні речовини, молекули яких у своєму складі мають одну або кілька гідрокси-груп OH. Найчастіше основи складаються з атома металу та групи OH. Наприклад, NaOH – гідроксид натрію, Ca(OH) 2 – гідроксид кальцію та ін.
Існує основа - гідроксид амонію, в якому гідрокси-група приєднана не до металу, а до іону NH 4 + (катіону амонію). Гідроксид амонію утворюється при розчиненні аміаку у воді (реакції приєднання води до аміаку):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гідроксід амонію).
Валентність гірокси-групи – 1. Число гідроксильних груп у молекулі основи залежить від валентності металу та дорівнює їй. Наприклад, NaOH, LiOH, Al(OH)3, Ca(OH)2, Fe(OH)3 і т.д.
Усі підстави –тверді речовини, які мають різне забарвлення. Деякі основи добре розчиняються у воді (NaOH, KOH та ін.). Однак більшість із них у воді не розчиняються.
Розчинні у воді основи називаються лугами.Розчини лугів «мильні», слизькі на дотик і досить їдкі. До луг відносять гідроксиди лужних і лужноземельних металів (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 та ін.). Інші є нерозчинними.
Нерозчинні основи- це амфотерні гідроксиди, які при взаємодії з кислотами виступають як основи, а з лугом поводяться як кислоти.
Різні основи відрізняються різною здатністю відщеплювати гідрокси-групи, тому вони діляться на сильні і слабкі основи.
Сильні основи у водних розчинах легко віддають свої гідрокси-групи, а слабкі – ні.
Хімічні властивості основ
Хімічні властивості основ характеризуються ставленням їх до кислот, ангідридів кислот та солей.
1. Діють на індикатори. Індикатори змінюють своє фарбування залежно від взаємодії з різними хімічними речовинами. У нейтральних розчинах – вони мають одне забарвлення, у розчинах кислот – інше. При взаємодії з основами вони змінюють своє забарвлення: індикатор метиловий оранжевий забарвлюється в жовтий колір, індикатор лакмус – у синій колір, а фенолфталеїн стає кольором фуксії.
2. Взаємодіють з кислотними оксидами зутворенням солі та води:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Вступають у реакцію з кислотами,утворюючи сіль та воду. Реакція взаємодії основи з кислотою називається реакцією нейтралізації, оскільки після її закінчення середовище стає нейтральним:
2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.
4. Реагують із солями,утворюючи нові сіль та основу:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.
5. Здатні при нагріванні розкладатися на воду та основний оксид:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Залишились питання? Бажаєте знати більше про підстави?
Щоб отримати допомогу репетитора – зареєструйтесь.
Перший урок – безкоштовно!
сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.
Після прочитання статті Ви зможете розділяти речовини на солі, кислоти та основи. У статті описано, що таке pH розчину, якими загальними властивостями володіють кислоти та основи.
Простим язиком кислота - це все що з H, а основа - c OH. АЛЕ! Не завжди. Щоб відрізняти кислоту від основи необхідно... запам'ятати їх! Шкода. Щоб хоч якось полегшити життя, троє наших друзів, Арреніус і Бренстед з Лоурі, придумали дві теорії, які звуться їхнім ім'ям.
Як метали і неметали, кислоти і основи - це розподіл речовин за подібними якостями. Перша теорія кислот та основ належала швейному вченому Арреніусу. Кислота по Аррениусу - це клас речовин, які у реакції з водою дисоціюють (розпадаються), утворюючи катіон водню H+. Підстави Арреніуса у водному розчині утворюють аніони OH-. Наступна теорія у 1923 році була запропонована вченими Бренстедом та Лоурі. Теорія Бренстеда-Лоурі визначає кислотами речовини, здатні реакції віддавати протон (протоном в реакціях називають катіон водню). Підстави, відповідно, - це речовини, здатні прийняти протон реакції. Актуальна на даний момент теорія – теорія Льюїса. Теорія Льюїса визначає кислоти як молекули або іони, здатні приймати електронні пари, тим самим формуючи аддукти Льюїса (аддукт - це з'єднання, що утворюється з'єднанням двох реагентів без утворення побічних продуктів).
У неорганічній хімії, як правило, під кислотою мають на увазі кислоту Бренстеда-Лоурі, тобто речовини, здатні віддати протон. Якщо мають на увазі визначення кислоти за Льюїсом, то в тексті таку кислоту називають кислотою Льюїса. Ці правила справедливі для кислот і основ.
Дисоціація
Дисоціація – це процес розпаду речовини на іони у розчинах чи розплавах. Наприклад, дисоціація соляної кислоти - це розпад HCl на H+ та Cl-.
Властивості кислот та основ
Підстави, як правило, мильні на дотик, кислоти, здебільшого, мають кислий смак.
При реакції основи з багатьма катіонами утворюється осад. При реакції кислоти з аніонами зазвичай виділяється газ.
Часто використовувані кислоти:
H 2 O, H 3 O + , CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4 , HSO 4 − , HCl, CH 3 OH, NH 3
Часто використовувані підстави:
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 −, HSO 4 −, SO 4 2− , Cl −
Сильні та слабкі кислоти та основи
Сильні кислоти
Такі кислоти, які повністю дисоціюють у воді, виробляючи катіони водню H+ та аніони. Приклад сильної кислоти - соляна кислота HCl:
HCl (р-р) + H 2 O (ж) → H 3 O + (р-р) + Cl - (р-р)
Приклади сильних кислот: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 HClO 4
Список сильних кислот
- HCl - соляна кислота
- HBr - бромоводень
- HI - йодоводород
- HNO 3 - азотна кислота
- HClO 4 - хлорна кислота
- H 2 SO 4 - сірчана кислота
Слабкі кислоти
Розчиняються у воді лише частково, наприклад, HF:
HF (р-р) + H2O (ж) → H3O + (р-р) + F - (р-р) - у такій реакції більше 90% кислоти не дисоціює:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Сильну і слабку кислоту можна розрізнити вимірюючи провідність розчинів: провідність залежить кількості іонів, що сильніше кислота тим більше дисоційована, тому що сильніше кислота то вище провідність.
Список слабких кислот
- HF фтороводородна
- H 3 PO 4 фосфорна
- H 2 SO 3 сірчиста
- H 2 S сірководнева
- H 2 CO 3 вугільна
- H 2 SiO 3 кремнієва
Сильні підстави
Сильні основи повністю дисоціюють у воді:
NaOH (р-р) + H 2 O ↔ NH 4
До сильних підстав відносяться гідроксиди металів першої (алкаліни, лужні метали) та другої (алкалінотеррени, лужноземельні метали) групи.
Список сильних підстав
- NaOH гідроксид натрію (їдкий натр)
- KOH гідроксид калію (їдке калі)
- LiOH гідроксид літію
- Ba(OH) 2 гідроксид барію
- Ca(OH) 2 гідроксид кальцію (гашене вапно)
Слабкі основи
У оборотній реакції у присутності води утворює іони OH - :
NH 3 (р-р) + H 2 O ↔ NH + 4 (р-р) + OH - (р-р)
Більшість слабких підстав - це аніони:
F - (р-р) + H 2 O ↔ HF (р-р) + OH - (р-р)
Список слабких підстав
- Mg(OH) 2 гідроксид магнію
- Fe(OH) 2 гідроксид заліза (II)
- Zn(OH) 2 гідроксид цинку
- NH 4 OH гідроксид амонію
- Fe(OH) 3 гідроксид заліза (III)
Реакції кислот та основ
Сильна кислота та сильна основа
Така реакція називається нейтралізацією: при кількості реагентів достатньому для повної дисоціації кислоти та основи, результуючий розчин буде нейтральним.
Приклад:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Слабка основа та слабка кислота
Загальний вид реакції:
Слабка основа (р-р) + H 2 O ↔ Слабка кислота (р-р) + OH - (р-р)
Сильна основа та слабка кислота
Основа повністю дисоціює, кислота дисоціює частково, результуючий розчин має слабкі властивості основи:
HX (р-р) + OH - (р-р) ↔ H 2 O + X - (р-р)
Сильна кислота та слабка основа
Кислота повністю дисоціює, основа дисоціює не повністю:
Дисоціація води
Дисоціація – це розпад речовини на складові молекули. Властивості кислоти або основи залежать від рівноваги, яка є у воді:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (р-р) + OH - (р-р)
K c = / 2
Константа рівноваги води при t=25°: K c = 1.83⋅10 -6 також має місце така рівність: = 10 -14 , що називається константою дисоціації води. Для чистої води = = 10 -7, звідки -lg = 7.0.
Ця величина (-lg) називається pH - потенціал водню. Якщо pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, та речовина має основні властивості.
Способи визначення pH
Інструментальний метод
Спеціальний прилад pH-метр - пристрій, що трансформує концентрацію протонів у розчині електричний сигнал.
Індикатори
Речовина, яка змінює колір у певному інтервалі значень pH в залежності від кислотності розчину, використовуючи кілька індикаторів, можна досягти досить точного результату.
Сіль
Сіль - це іонне з'єднання утворене катіоном відмінним від H + і аніоном відмінним від O 2- . У слабкому водяному розчині солі повністю дисоціюють.
Що б визначити кислотно-лужні властивості розчину солінеобхідно визначити, які іони присутні в розчині і розглянути їх властивості: нейтральні іони, утворені з сильних кислот і основ не впливають на pH: не віддають іони ні H + , ні OH - у воді. Наприклад, Cl-, NO-3, SO2-4, Li+, Na+, K+.
Аніони, утворені із слабких кислот, виявляють лужні властивості (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), катіонів із лужними властивостями не існує.
Усі катіони крім металів першої та другої групи мають кислотні властивості.
Буферний розчин
Розчини, які зберігають рівень pH при додаванні невеликої кількості сильної кислоти або сильної основи, в основному складаються з:
- Суміш слабкої кислоти, відповідної солі та слабкої основи
- Слабка основа, відповідна сіль та сильна кислота
Для підготовки буферного розчину певної кислотності необхідно змішати слабку кислоту або основу з відповідною сіллю, при цьому необхідно врахувати:
- Інтервал pH у якому буферний розчин буде ефективним
- Місткість розчину - кількість сильної кислоти або сильної основи, які можна додати не вплинувши на pH розчину
- Не повинно відбуватися небажаних реакцій, які можуть змінити розчин
Тест:
12.4. Сила кислот та основ
Напрямок зміщення кислотно-основної рівноваги визначиться таким правилом:
Кислотно-основні рівноваги зміщені у бік слабшої кислоти і слабшої основи.
Кислота тим сильніше, чим легше вона віддає протон, а основа тим сильніша, чим легше вона приймає протон і міцніше утримує його. Молекула (або іон) слабкої кислоти не схильна віддавати протон, а молекула (або іон) слабкої основи не схильна приймати, цим і пояснюється зміщення рівноваги в їх бік. Силу кислот, а також силу основ можна порівнювати тільки в тому самому розчиннику.
Так як кислоти можуть реагувати з різними основами, то відповідні рівноваги будуть зміщені в ту чи іншу сторону по-різному. Тому порівняння сили різних кислот визначають, наскільки легко ці кислоти віддають протони молекулам розчинника. Аналогічно визначається сила підстав.
Ви вже знаєте, що молекула води (розчинника) може приймати і віддавати протон, тобто виявляє і властивості кислоти, і властивості основи. Тому і кислоти, і основи можна порівнювати між собою за силою у водних розчинах. В одному і тому ж розчиннику сила кислоти значною мірою залежить від енергії зв'язку А-Н, що рветься, а сила основи - від енергії утворюється зв'язку В-Н.
Для кількісної характеристики сили кислоти у водних розчинах можна використовувати константу кислотно-основної рівноваги оборотної реакції даної кислоти з водою:
HА + Н 2 О А + H 3 O. 
Для характеристики сили кислоти у розведених розчинах, у яких концентрація води практично постійна, користуються константою кислотності:
,
де K до(HA) = K c·.
Цілком аналогічно для кількісної характеристики сили основи можна використовувати константу кислотно-основної рівноваги оборотної реакції даної основи з водою:
А + Н 2 О НА + ВІН , 
а в розведених розчинах – константу основності
, де Kпро (HA) = K c ·.
Практично для оцінки сили основи використовують константу кислотності кислоти, що виходить з цієї основи (так званої " пов'язаної "кислоти), оскільки ці константи пов'язані простим співвідношенням
К о (А) = До(Н 2 Про)/ До до(НА).
Іншими словами, основа тим сильніша, чим слабша пов'язана кислота. І навпаки, кислота тим сильніша, чим слабша пов'язана основа .
Константи кислотності та основності, як правило, визначаються експериментально. Значення констант кислотності різних кислот наведено у додатку 13, а значення констант основності основ – у додатку 14.
Для оцінки того, яка частина молекул кислоти або основи в стані рівноваги зазнала реакції з водою, використовується величина, аналогічна (і однорідна) мольній частці і звана ступенем протолізу(). Для кислоти НА
.
Тут величина з індексом "пр" (у чисельнику) характеризує прореагував частину молекул кислоти НА, а величина з індексом "вих" (у знаменнику) - вихідну порцію кислоти.
Відповідно до рівняння реакції
n пр (HA) = n(H 3 O) = n(A) cпр(HA) = c(H 3 O) = c(A);
= = a · звих (НА);
= (1 – a) · звих (НА).
Підставивши ці висловлювання на рівняння константи кислотності, отримаємо
Таким чином, знаючи константу кислотності та загальну концентрацію кислоти можна визначити ступінь протолізу цієї кислоти в даному розчині. Аналогічно через ступінь протолізу можна виразити і константу основності основи, тому у загальному вигляді
Це рівняння є математичним виразом закону розведення Оствальда. Якщо розчини розведені, тобто вихідна концентрація не перевищує 0,01 моль/л, можна використовувати наближене співвідношення
K= 2 · cвих.
Для грубої оцінки ступеня протолізу це рівняння можна використовувати при концентраціях до 0,1 моль/л.
Кислотно-основні реакції - процеси оборотні, але не завжди. Розглянемо поведінку у воді молекул хлороводню та фтороводню:
Молекула хлороводню віддає протон молекулі води і перетворюється на хлорид-іон. Отже, у воді хлороводень виявляє властивості кислоти, а сама вода – властивості основи. Теж відбувається і з молекулою фтороводню, і, отже, фтороводород теж виявляє властивості кислоти. Тому водний розчин хлороводню називають хлороводневою (або соляною) кислотою, а водний розчин фтороводню – фтороводородною (або плавикової) кислотою. Але між цими кислотами є суттєва відмінність: соляна кислота реагує з надлишком води незворотно (повністю), а плавикова – оборотно і незначно. Отже, молекула хлороводню легко віддає протон молекулі води, а молекула фтороводню робить це важко. Тому соляна кислота відноситься до сильним кислотам, а плавикова - до слабким.
Сильні кислоти: HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 , HNO 3 та деякі інші.
Тепер звернемо увагу на праві частини рівнянь реакцій з водою хлороводню та фтороводню. Фторид-іон може приймати протон (відриваючи його в іона оксонію) і перетворюватися на молекулу фтороводню, а хлорид-іон не може. Отже, фторид-іон виявляє властивості основи, а хлорид-іон таких властивостей не виявляє (але лише у розбавлених розчинах).
Як і кислоти, існують сильніі слабкі підстави.
До сильних речовин-підстав відносяться всі добре розчинні іонні гідроксиди (їх називають ще " лугами "), тому що при їх розчиненні у воді гідроксид-іони повністю переходять у розчин.
До слабких підстав відноситься NH 3 ( ДО= 1,74 · 10 -5) та деякі інші речовини. До них відносяться і практично нерозчинні гідроксиди елементів, що утворюють метали, ("гідроксиди металів") тому, що при взаємодії цих речовин з водою в розчин переходить лише мізерна кількість гідроксид-іонів.
Слабкі основи-частки (їх ще називають " аніонні основи"): F , NO 2 , SO 3 2 , S 2 , CO 3 2 , PO 4 3 та інші аніони, що утворюються із слабких кислот.
Не володіють основними властивостями аніони Cl, Br, I, HSO 4, NO 3 та інші аніони, що утворюються з сильних кислот
Не мають кислотних властивостей катіони Li , Na , K , Ca 2 , Ba 2 та інші катіони, що входять до складу сильних основ.
Крім частинок-кислот і частинок-основ, існують ще частинки, що виявляють і кислотні, і основні властивості. Такі властивості молекули води вам відомі. Крім води, це гідросульфіт-іон, гідросульфід-іон та інші аналогічні іони. Наприклад, HSO 3 виявляє як властивості кислоти.
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O , так і властивості основи
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH.
Подібні частки називаються амфолітами.
Більшість частинок-амфолітів являють собою молекули слабких кислот, що втратили частину протонів (HS, HSO3, HCO3, H2PO4, HPO42 і деякі інші). Аніон HSO 4 не виявляє основних властивостей і є досить сильною кислотою ( ДоК = 1,12. 10 -2), тому до амфолітів не належить. Солі, до складу яких входять такі аніони, називаються кислими солями.
Приклади кислих солей та їх назв:
Як ви вже, напевно, помітили, у кислотно-основних та окислювально-відновних реакцій є багато спільного. Простежити загальні риси та знайти відмінності цих типів реакцій вам допоможе схема, зображена на малюнку 12.3.
СИЛА КИСЛОТЫ, СИЛА ОСНОВАНИЯ, КОНСТАНТА КИСЛОТНОСТИ, КОНСТАНТА ОСНОВНОСТИ, СОПРЯЖЕННАЯ КИСЛОТА, СОПРЯЖЕННОЕ ОСНОВАНИЕ, СТЕПЕНЬ ПРОТОЛИЗА, ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА, СИЛЬНАЯ КИСЛОТА, СЛАБАЯ КИСЛОТА, СИЛЬНОЕ ОСНОВАНИЕ, СЛАБОЕ ОСНОВАНИЕ, ЩЕЛОЧЬ, АНИОННОЕ ОСНОВАНИЕ, АМФОЛИТЫ, КИСЛЫЕ СОЛИ
1.Яка з кислот більшою мірою схильна віддавати протон у водному розчині а) азотна чи азотиста, б) сірчана чи сірчиста, в) сірчана чи соляна, г) сірководнева чи сірчиста? Складіть рівняння реакцій. У разі оборотних реакцій запишіть вираз констант кислотності.
2.Порівняйте енергію атомізації молекул HF та HCl. Чи узгоджуються ці дані із силою плавикової та соляної кислот?
3.Яка частка є сильнішою кислотою: а) молекула вугільної кислоти або гідрокарбонат-іон; б) молекула фосфорної кислоти, дигідрофосфат-іон або гідрофосфат-іон; в) молекула сірководню або гідросульфід-іон?
4.Чому в додатку 13 ви не знайдете константи кислотності сірчаної, соляної, азотної та деяких інших кислот?
5. Доведіть справедливість співвідношення, що зв'язує константу основності та константу кислотності сполучених кислоти та основи.
6.Запишіть рівняння реакцій з водою а) бромоводню та азотистої кислоти, б) сірчаної та сірчистої кислот, в) азотної кислоти та сірководню. У чому різниця цих процесів?
7.Для наступних амфолітів: HS , HSO 3 , HCO 3 , H 2 PO 4 , HPO 4 2 , H 2 O – складіть рівняння реакцій цих частинок з водою, запишіть вирази для констант кислотності та основності, випишіть значення цих констант з додатків і 14. Визначте, які властивості, кислотні чи основні переважають у цих частинок?
8. Які процеси можуть відбуватися при розчиненні у воді фосфорної кислоти?
Порівняння реакційної здатності сильних та слабких кислот.
12.5. Кислотно-основні реакції іонів оксонію
І кислоти, і підстави розрізняються за силою, розчинністю, стійкістю і за деякими іншими характеристиками. Найважливішою із цих характеристик є сила. Найбільш характерні властивості кислот проявляються у сильних кислот. У розчинах сильних кислот частинками кислотами є іони оксонію. Тому в цьому параграфі ми розглянемо реакції в розчинах, що протікають при взаємодії оксонію іонів з різними речовинами, що містять частинки-основи. Почнемо із найсильніших підстав.
а) Реакції іонів оксонію з оксид-іонами
Серед дуже сильних основ найважливішим є оксид-іон, що входить до складу основних оксидів, які, як ви пам'ятаєте, є іонними речовинами. Цей іон - одна з найсильніших підстав. Тому основні оксиди (наприклад, складу MO), що навіть не реагують з водою, легко реагують з кислотами. Механізм реакції:
У цих реакціях оксид-іон не встигає перейти в розчин, а одразу реагує з іоном оксонію. Отже, реакція протікає поверхні оксиду. Такі реакції йдуть до кінця, так як із сильної кислоти та сильної основи утворюється дуже слабкий амфоліт (вода).
приклад. Реакція азотної кислоти з оксидом магнію:
MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H 2 O.
Так реагують із сильними кислотами всі основні та амфотерні оксиди, але якщо утворюється нерозчинна сіль, то реакція в деяких випадках дуже сповільнюється, тому що шар нерозчинної солі перешкоджає проникненню кислоти до поверхні оксиду (приклад - реакція оксиду барію із сірчаною кислотою).
б) Реакції іонів оксонію з гідроксид-іонами
З усіх частинок-підстав, існуючих у водних розчинах, гідроксид-іон є найсильнішою основою. Його константа основності (55,5) у багато разів перевищує константи основності інших частинок-підстав. Гідроксид-іони входять до складу лугів і при їх розчиненні переходять у розчин. Механізм реакції іонів оксонію з гідроксид-іонами:
.
Приклад 1. Реакція соляної кислоти з розчином натрію гідроксиду:
HCl p + NaOH p = NaCl p + H 2 O.
Як і реакції з основними оксидами, такі реакції йдуть до кінця (незворотні) тому, що в результаті передачі протону оксонію іоном (сильною кислотою, K K = 55,5) гідроксид-іону (сильній основі, KО = 55,5) утворилися молекули води (дуже слабкого амфоліту, K K = K O = 1,8 · 10 -16).
Згадаймо, що реакції кислот із основами (зокрема і з лугами) називаються реакціями нейтралізації.
Ви вже знаєте, що в чистій воді присутні іони оксонію та гідроксид-іони (за рахунок автопротолізу води), але їх концентрації рівні і вкрай незначні: з(Н 3 О) = з(ВІН) = 10 -7 моль/л. Тому їхня присутність у воді практично непомітна.
Те саме спостерігається і в розчинах речовин, які не є ні кислотами, ні основами. Такі розчини називають нейтральними.
Але якщо у воду додати речовину-кислоту або речовину-основу, то в розчині з'явиться надлишок одного з цих іонів. Розчин стане кислимабо лужним.
Гідроксид-іони входять до складу не тільки лугів, а й практично нерозчинних основ, а також амфотерних гідроксидів (амфотерні гідроксиди у цьому відношенні можна розглядати як іонні сполуки). З усіма цими речовинами іони оксонію також реагують, причому, як і у разі основних оксидів, реакція протікає на поверхні твердої речовини. Механізм реакції для гідроксиду складу M(OH) 2:
.
Приклад 2. Реакція розчину сірчаної кислоти з гідроксидом міді. Так як гідросульфат-іон досить сильна кислота ( K K 0,01), оборотністю його протолізу можна знехтувати та записати рівняння цієї реакції наступним чином:
Cu(OH) 2 + 2H 3 O = Cu 2 + 4H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4р = CuSO 4 + 2H 2 O.
в) Реакції іонів оксонію зі слабкими основами
Як і в розчинах лугів, у розчинах слабких основ також присутні гідроксид-іони, але їх концентрація у багато разів менша, ніж концентрація самих частинок-підстав (це відношення дорівнює ступеню протолізу основи). Тому швидкість реакції нейтралізації гідроксид-іонів у багато разів менша, ніж швидкість реакції нейтралізації самих частинок-підстав. Отже, переважає реакція між іонами оксонія і частинками-підставами.
Приклад 1. Реакція нейтралізації соляної кислоти розчином аміаку:
.
В результаті реакції виходять іони амонію (слабка кислота, K K = 6·10 -10) і молекули води, але, оскільки один з вихідних реагентів (аміак) основа слабка ( K O = 2 · 10 -5), то реакція оборотна
Але рівновага в ній дуже сильно зрушена вправо (у бік продуктів реакції), настільки сильно, що оборотністю часто нехтують, записуючи молекулярне рівняння цієї реакції зі знаком рівності:
HCl p + NH 3p = NH 4 Cl p + H 2 O.
Приклад 2. Реакція бромоводневої кислоти із розчином гідрокарбонату натрію. Будучи амфолітом, гідрокарбонат-іон у присутності іонів оксонію поводиться як слабка основа:
Вугільна кислота, що утворюється, може міститися у водних розчинах лише в дуже невеликих концентраціях. У разі збільшення концентрації вона розкладається. Механізм розкладання можна уявити так:
Сумарні хімічні рівняння:
H 3 O + HCO 3 = CO 2 + 2H 2 O
HBr + NaHCO 3р = NaBr + CO 2 + H 2 O.
Приклад 3. Реакції, що протікають при зливанні розчинів хлорної кислоти та карбонату калію. Карбонат-іон теж слабка основа, хоча й сильніша, ніж гідрокарбонат-іон. Реакції між цими іонами та іоном оксонію повністю аналогічні. Залежно від умов проведення реакція може зупинитися на стадії утворення гідрокарбонат-іону, а може призвести і до утворення вуглекислого газу:
а) H 3 O + CO 3 = HCO 3 + H 2 O
HClO 4р + K 2 CO 3р = KClO 4р + KHCO 3р;
б) 2H 3 O + CO 3 = CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4р + K 2 CO 3р = 2KClO 4р + CO 2 + H 2 O.
Аналогічні реакції протікають навіть у тому випадку, коли солі, що містять частинки-основи, нерозчинні у воді. Як і у разі основних оксидів або нерозчинних основ, у цьому випадку реакція теж протікає на поверхні нерозчинної солі.
Приклад 4. Реакція між соляною кислотою та карбонатом кальцію:
CaCO 3 + 2H 3 O = Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3р + 2HCl р = CaCl 2р + CO2 + H2O.
Перешкодою до проведення таких реакцій може стати утворення нерозчинної солі, шар якої ускладнюватиме проникнення іонів оксонію до поверхні реагенту (наприклад, у разі взаємодії карбонату кальцію з сірчаною кислотою).
НЕЙТРАЛЬНИЙ РОЗЧИН, КИСЛИЙ РОЗЧИН, ЛУЖНИЙ РОЗЧИН, РЕАКЦІЯ НЕЙТРАЛІЗАЦІЇ.
1.Складіть схеми механізмів реакцій іонів оксонію з наступними речовинами і частинками: FeO, Ag 2 O, Fe(OH) 3 , HSO 3 , PO 4 3 і Cu 2 (OH) 2 CO 3 . За схемами складіть іонні рівняння реакцій.
2.З якими з наступних оксидів реагуватимуть іони оксонію: CaO, CO, ZnO, SO 2 , B 2 O 3 , La 2 O 3 ? Складіть іонні рівняння цих реакцій.
3.З якими з наступних гідроксидів будуть реагувати іони оксонію: Mg(OH) 2 , B(OH) 3 , Te(OH) 6 , Al(OH) 3 ? Складіть іонні рівняння цих реакцій.
4.Складіть іонні та молекулярні рівняння реакцій бромоводневої кислоти з розчинами наступних речовин: Na 2 CO 3 , K 2 SO 3 , Na 2 SiO 3 , KHCO 3 .
5.Складіть іонні та молекулярні рівняння реакцій розчину азотної кислоти з такими речовинами: Cr(OH) 3 , MgCO 3 , PbO.
Реакції розчинів сильних кислот із основами, основними оксидами та солями.
12.6. Кислотно-основні реакції слабких кислот
На відміну від розчинів сильних кислот у розчинах слабких кислот як частинок-кислот присутні не тільки іони оксонію, а й молекули самої кислоти, причому молекул кислоти у багато разів більше, ніж іонів оксонію. Тому в цих розчинах переважаючою реакцією буде реакція самих частинок-кислот з частинками-підставами, а не реакції оксонію іонів. Швидкість реакцій за участю слабких кислот завжди менша за швидкість аналогічних реакцій за участю сильних кислот. Частина цих реакцій оборотна, і тим більше, чим слабше кислота, що бере участь в реакції.
а) Реакції слабких кислот із оксид-іонами
Це єдина група реакцій слабких кислот, які протікають необоротно. Швидкість реакції залежить від сили кислоти. Деякі слабкі кислоти (сірководнева, вугільна та ін) у реакції з малоактивними основними та амфотерними оксидами (CuO, FeO, Fe 2 O 3 , Al 3 O 3 , ZnO, Cr 2 O 3 та ін) не вступають.
приклад. Реакція, що протікає між оксидом марганцю(II) та розчином оцтової кислоти. Механізм цієї реакції:
Рівняння реакції:
MnO + 2CH 3 COOH = Mn 2 + 2CH 3 COO + H 2 O
MnO + 2CH 3 COOH р = Mn(CH 3 COO) 2р + H 2 O.(Солі оцтової кислоти називаються ацетатами)
б) Реакції слабких кислот із гідроксид-іонами
Як приклад розглянемо, як реагують з гідроксид-іонами молекули фосфорної (ортофосфорної) кислоти:
В результаті реакції виходять молекули води та дигідрофосфат-іони.
Якщо після завершення цієї реакції в розчині залишаються гідроксид-іони, то дигідрофосфат-іони, будучи амфолітами, будуть з ними реагувати:
Утворюються гідрофосфат-іони, які також є амфолітами, можуть реагувати з надлишком гідроксид-іонів:
.
Іонні рівняння цих реакцій
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.
Рівноваги цих оборотних реакцій зміщені праворуч. У надлишку розчину лугу (наприклад, NaOH) усі ці реакції протікають практично незворотно, тому їх молекулярні рівняння зазвичай записують так:
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.
Якщо цільовим продуктом цих реакцій є фосфат натрію, можна записати і сумарне рівняння:
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O.
Таким чином, молекула фосфорної кислоти, вступаючи в кислотно-основні взаємодії, може послідовно віддавати один, два або три протони. В аналогічному процесі молекула сірководневої кислоти (H 2 S) може віддавати один або два протони, а молекула азотистої кислоти (HNO 2) - лише один протон. Відповідно, ці кислоти відносять до триосновним, двоосновним та одноосновним.
Відповідна характеристика основи називається кислотністю.
Приклади однокислотних основ – NaOH, KOH; приклади двокислотних основ - Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 .
Найбільш сильні із слабких кислот можуть реагувати і з гідроксид-іонами, що входять до складу нерозчинних основ і навіть амфотерних гідроксидів.
в) Реакції слабких кислот із слабкими основами
Практично всі ці реакції оборотні. Відповідно до загального правила рівноваги в таких оборотних реакціях зміщені у бік слабших кислот і слабших основ.
ОСНОВНІСТЬ КИСЛОТИ, КИСЛОТНІСТЬ ПІДСТАВИ.
1.Складіть схеми механізмів реакцій, що протікають у водному розчині між мурашиною кислотою і такими речовинами: Fe 2 O 3 , KOH і Fe(OH) 3 . За схемами складіть іонні та молекулярні рівняння цих реакцій. (іон тетрааквацинка) та 3aq aq+ H 3 O.
4.У якому напрямку зміститься рівновага в цьому розчині а) при його розведенні водою; б) при додаванні до нього розчину сильної кислоти?
Ми дали визначення гідролізу, згадали деякі факти про солях. Зараз ми обговоримо сильні та слабкі кислоти і з'ясуємо, що "сценарій" гідролізу залежить саме від того, якою кислотою та якою основою утворена дана сіль.
← Гідроліз солей. Частина I
Сильні та слабкі електроліти
Нагадаю, що всі кислоти та основи можна умовно розділити на сильніі слабкі. Сильні кислоти (і взагалі сильні електроліти) у водному розчині дисоціюють практично повністю. Слабкі електроліти розпадаються на іони незначною мірою.
До сильних кислот відносяться:
- H 2 SO 4 (сірчана кислота),
- HClO 4 (хлорна кислота),
- HClO 3 (хлорнувата кислота),
- HNO 3 (азотна кислота),
- HCl (соляна кислота),
- HBr (бромоводнева кислота),
- HI (йодоводородна кислота).
Нижче наведено список слабких кислот:
- H 2 SO 3 (сірчиста кислота),
- H 2 CO 3 (вугільна кислота),
- H 2 SiO 3 (кремнієва кислота),
- H 3 PO 3 (фосфориста кислота),
- H 3 PO 4 (ортофосфорна кислота),
- HClO 2 (хлориста кислота),
- HClO (хлорнуватиста кислота),
- HNO 2 (азотиста кислота),
- HF (фтороводородна кислота),
- H 2 S (сірководнева кислота),
- більшість органічних кислот, наприклад, оцтова (CH 3 COOH).
Звичайно, неможливо перерахувати всі існуючі в природі кислоти. Наведено лише найбільш "популярні". Слід також розуміти, що поділ кислот на сильні та слабкі є досить умовним.
Істотно простіше справи з сильними і слабкими підставами. Можна скористатися таблицею розчинності. До сильних підстав відносяться всі розчинніу воді основи, крім NH 4 OH. Ці речовини називають лугами (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 і т. д.)
Слабкі основи - це:
- всі нерозчинні у воді гідроксиди (напр., Fe(OH) 3 Cu (OH) 2 і т. д.),
- NH 4 OH (гідроксід амонію).
Гідроліз солей. Головні факти
Читаючим цю статтю може здатися, що ми вже забули про основну тему розмови, і пішли кудись убік. Це не так! Наша розмова про кислоти і основи, про сильні та слабкі електроліти має пряме відношення до гідролізу солей. Зараз ви в цьому переконаєтесь.
Отже, дозвольте викласти основні факти:
- Не всі солі піддаються гідролізу. Існують гідролітично стійкісполуки, наприклад, хлорид натрію.
- Гідроліз солей може бути повним (незворотнім) та частковим (оборотним).
- У ході реакції гідролізу відбувається утворення кислоти або основи, змінюється кислотність середовища.
- Принципова можливість гідролізу, напрямок відповідної реакції, її оборотність чи незворотність визначаються силою кислотиі силою основи, якими утворена ця сіль.
- Залежно від сили відповідної кислоти та соотв. основи, всі солі можна умовно розділити на 4 групи. Для кожної з цих груп характерний свій "сценарій" гідролізу.
Приклад 4. Сіль NaNO 3 утворена сильною кислотою (HNO 3) та сильною основою (NaOH). Гідроліз не йде, нових сполук не утворюється, кислотність середовища не змінюється.
Приклад 5. Сіль NiSO 4 утворена сильною кислотою (H 2 SO 4) та слабкою основою (Ni(OH) 2). Йде гідроліз по катіону, в ході реакції утворюються кислота та основна сіль.
Приклад 6. Карбонат калію утворений слабкою кислотою (H 2 CO 3) та сильною основою (KOH). Гідроліз по аніону, утворення лугу та кислої солі. Лужне середовище розчину.
Приклад 7. Сульфід алюмінію утворений слабкою кислотою (H 2 S) та слабкою основою (Al(OH) 3). Йде гідроліз як по катіону, так і аніону. Необоротна реакція. У процесі утворюються H 2 S і гідроксид алюмінію. Кислотність середовища змінюється незначною мірою.
Спробуйте самостійно:
Вправа 2. До якого типу належать такі солі: FeCl 3 , Na 3 PO 3 , KBr, NH 4 NO 2 ? Чи піддаються ці солі гідролізу? По катіону чи аніону? Що утворюється під час реакції? Як змінюється кислотність середовища? Рівняння реакцій можна поки що не записувати.
Нам залишилося послідовно обговорити 4 групи солей і кожної з них навести специфічний " сценарій " гідролізу. У наступній частині ми почнемо із солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою.
Перш ніж міркувати про хімічні властивості основ та амфотерних гідроксидів, давайте чітко визначимо, що це таке?
1) До основ або основним гідроксидам відносять гідроксиди металів у ступені окислення +1 чи +2, тобто. формули яких записуються або як MeOH або як Me(OH) 2 . Проте є винятки. Так, гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 до основ не належать.
2) До амфотерних гідроксидів відносять гідроксиди металів у ступені окислення +3,+4, а також як винятки гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гідроксиди металів у ступені окислення +4, у завданнях ЄДІ не зустрічаються, тому не розглядатимуться.
Хімічні властивості основ
Усі підстави поділяють на:
Нагадаємо, що берилій та магній до лужноземельних металів не належать.
Крім того, що луги розчиняються у воді, вони також дуже добре дисоціюють у водних розчинах, у той час як нерозчинні основи мають низький ступінь дисоціації.
Така відмінність у розчинності та здатності до дисоціації у лугів та нерозчинних гідроксидів призводить, у свою чергу, до помітних відмінностей у їх хімічних властивостях. Так, зокрема, луги є більш хімічно активними сполуками і нерідко здатні вступати в ті реакції, які не вступають нерозчинні основи.
Взаємодія основ із кислотами
Луги реагують абсолютно з усіма кислотами, навіть дуже слабкими та нерозчинними. Наприклад:
Нерозчинні основи реагують практично з усіма розчинними кислотами, не реагують з нерозчинною кремнієвою кислотою:
Слід зазначити, що як сильні, так і слабкі основи із загальною формулою виду Me(OH) 2 можуть утворювати основні солі при нестачі кислоти, наприклад:
Взаємодія з кислотними оксидами
Луги реагують з усіма кислотними оксидами, при цьому утворюються солі та часто вода:
Нерозчинні основи здатні реагувати з усіма вищими кислотними оксидами, відповідними стійким кислотам, наприклад, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 з утворенням середніх солей:
Нерозчинні основи виду Me(OH) 2 реагують у присутності води з вуглекислим газом виключно з утворенням основних солей. Наприклад:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
З діоксидом кремнію, зважаючи на його виняткову інертність, реагують лише найсильніші основи — луги. У цьому утворюються нормальні солі. З нерозчинними основами реакція не йде. Наприклад:
Взаємодія основ з амфотерними оксидами та гідроксидами
Всі луги реагують з амфотерними оксидами та гідроксидами. Якщо реакцію проводять, сплавляючи амфотерний оксид або гідроксид з твердим лугом, така реакція призводить до утворення безводневих солей:
Якщо ж використовують водні розчини лугів, то утворюються гідроксокомплексні солі:
У разі алюмінію при дії надлишку концентрованого лугу замість солі Na утворюється сіль Na 3 :
Взаємодія основ із солями
Будь-яка підстава реагує з будь-якою сіллю лише за дотримання одночасно двох умов:
1) розчинність вихідних сполук;
2) наявність осаду чи газу серед продуктів реакції
Наприклад:
Термічна стійкість основ
Всі луги, крім Ca(OH) 2 , стійкі до нагрівання та плавляться без розкладання.
Усі нерозчинні основи, а також малорозчинний Ca(OH) 2 при нагріванні розкладаються. Найбільш висока температура розкладання у гідроксиду кальцію – близько 1000 o C:
Нерозчинні гідроксиди мають набагато нижчі температури розкладання. Так, наприклад, гідроксид міді (II) розкладається вже при температурі вище 70 o C:
Хімічні властивості амфотерних гідроксидів
Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотами
Амфотерні гідроксиди реагують із сильними кислотами:
Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3, не реагують з такими кислотами, як H 2 S, H 2 SO 3 і H 2 СO 3 через те, що солі, які могли б утворитися в результаті таких реакцій, схильні до незворотного гідролізу до вихідного амфотерного гідроксиду і відповідної кислоти:
Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотними оксидами
Амфотерні гідроксиди реагують з вищими оксидами, яким відповідають стійкі кислоти (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):
Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3 не реагують з кислотними оксидами SO 2 і С 2 .
Взаємодія амфотерних гідроксидів з основами
З основ амфотерні гідроксиди реагують лише з лугами. При цьому, якщо використовується водний розчин лугу, то утворюються гідроксокомплексні солі:
А при сплавленні амфотерних гідроксидів з твердими лугами виходять їх безводні аналоги:
Взаємодія амфотерних гідроксидів із основними оксидами
Амфотерні гідроксиди реагують при сплавленні з оксидами лужних та лужноземельних металів:
Термічне розкладання амфотерних гідроксидів
Всі амфотерні гідроксиди не розчиняються у воді і, як і будь-які нерозчинні гідроксиди, розкладаються при нагріванні на відповідний оксид і воду.
