Estudio de las propiedades de los hidróxidos anfóteros. Propiedades químicas de los compuestos anfóteros.

Del griego, la palabra "amphoteros" se traduce como "ambos". La anfotericidad es la dualidad de las propiedades ácido-base de una sustancia. Los hidróxidos anfóteros son aquellos que, dependiendo de las condiciones, pueden presentar propiedades tanto ácidas como básicas.

Un ejemplo de hidróxido anfótero es el hidróxido de zinc. La fórmula de este hidróxido en su forma principal es Zn(OH)2. Pero es posible escribir la fórmula del hidróxido de zinc en forma ácida, poniendo los átomos de hidrógeno en primer lugar, como en las fórmulas de los ácidos inorgánicos: H2ZnO2 (Fig. 1). Entonces ZnO22- será un residuo ácido con una carga de 2-.

Arroz. 1. Fórmulas de hidróxido de zinc

Una característica del hidróxido anfótero es que difiere poco en la fuerza de los enlaces O-H y Zn-O. De ahí la dualidad de propiedades. En reacciones con ácidos que están listos para donar cationes de hidrógeno, es ventajoso que el hidróxido de zinc rompa el enlace Zn-O, donando un grupo OH y actuando como base. Como resultado de tales reacciones, se forman sales en las que el zinc es un catión, por lo que se llaman sales catiónicas:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O (base)

En reacciones con álcalis, el hidróxido de zinc actúa como un ácido, liberando hidrógeno. En este caso, se forman sales de tipo aniónico (el zinc es parte del residuo ácido, el anión zincato). Por ejemplo, cuando el hidróxido de zinc se fusiona con hidróxido de sodio sólido, se forma Na2ZnO2, una sal media aniónica del zincato de sodio:

H2ZnO2 + 2NaOH(TV) = Na2ZnO2 + 2H2O (ácido)

Al interactuar con soluciones alcalinas, los hidróxidos anfóteros forman sales complejas solubles. Por ejemplo, cuando el hidróxido de zinc reacciona con una solución de hidróxido de sodio, se forma tetrahidroxozincato de sodio:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

2- es un anión complejo, que normalmente está encerrado entre corchetes.

Así, la anfotericidad del hidróxido de zinc se debe a la posibilidad de existencia de iones de zinc en una solución acuosa como parte tanto de cationes como de aniones. La composición de estos iones depende de la acidez del medio. Los aniones ZnO22- son estables en un ambiente alcalino y los cationes Zn2+ son estables en un ambiente ácido.

Los hidróxidos anfóteros son sustancias insolubles en agua y, cuando se calientan, se descomponen en óxido metálico y agua:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

El grado de oxidación del metal en el hidróxido y el óxido debe ser el mismo.

Los hidróxidos anfóteros son compuestos insolubles en agua, por lo que pueden obtenerse mediante una reacción de intercambio entre una solución de una sal de un metal de transición y un álcali. Por ejemplo, el hidróxido de aluminio se forma mediante la reacción de soluciones de cloruro de aluminio e hidróxido de sodio:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

Cuando se drenan estas soluciones, se forma un precipitado blanco gelatinoso de hidróxido de aluminio (Fig. 2).

Pero al mismo tiempo, no se puede permitir un exceso de álcali, porque los hidróxidos anfóteros se disuelven en los álcalis. Por lo tanto, en lugar de álcali, es mejor utilizar una solución acuosa de amoníaco. Es una base débil en la que el hidróxido de aluminio no se disuelve. Cuando el cloruro de aluminio reacciona con una solución acuosa de amoníaco, se forman hidróxido de aluminio y cloruro de amonio:

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Arroz. 2. Formación de precipitado de hidróxido de aluminio.

Los hidróxidos anfóteros están formados por elementos químicos de transición y exhiben propiedades duales, es decir, son a la vez un ácido y una base. Obtengamos y confirmemos la naturaleza anfótera del hidróxido de aluminio.

Obtengamos un precipitado de hidróxido de aluminio en un tubo de ensayo. Para hacer esto, agregue una pequeña cantidad de solución alcalina (hidróxido de sodio) a la solución de sulfato de aluminio hasta que aparezca un precipitado (Fig. 1). Tenga en cuenta: en esta etapa el álcali no debe estar en exceso. El precipitado blanco resultante es hidróxido de aluminio:

Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4

Para el siguiente experimento, divida el precipitado resultante en dos partes. Para demostrar que el hidróxido de aluminio presenta las propiedades de un ácido, es necesario hacerlo reaccionar con un álcali. Por el contrario, para demostrar las propiedades básicas del hidróxido de aluminio, mezclemoslo con ácido. En un tubo de ensayo con un precipitado de hidróxido de aluminio, agregue una solución de álcali: hidróxido de sodio (esta vez tome el exceso de álcali). El precipitado se disuelve. Como resultado de la reacción, se forma una sal compleja: hidroxialuminato de sodio:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Vierta una solución de ácido clorhídrico en el segundo tubo de ensayo con el sedimento. El precipitado también se disuelve. Esto significa que el hidróxido de aluminio reacciona no sólo con álcalis, sino también con ácidos, es decir, presenta propiedades anfóteras. En este caso, se produce una reacción de intercambio, se forman cloruro de aluminio y agua:

Experimento No. 3. Interacción de una solución de tetrahidroxoaluminato de sodio con ácido clorhídrico y dióxido de carbono.

A la solución de hidroxoaluminato de sodio añadiremos gota a gota una solución diluida de ácido clorhídrico. Observamos la precipitación del hidróxido de aluminio y su posterior disolución:

Na + HCl = Al(OH)3¯ + NaCl + H2O

Al(OH)3+ 3HCl = AlCl3 + 3H2O

El tetrahidroxialuminato de sodio es inestable y se destruye en un ambiente ácido. Veamos si el ácido carbónico débil destruye el complejo.

Pasaremos dióxido de carbono por una solución de tetrahidroxialuminato de sodio. El dióxido de carbono, a su vez, se obtiene de la reacción entre el mármol y el ácido clorhídrico. Después de un tiempo, se forma una suspensión de hidróxido de aluminio insoluble en agua, que no desaparece con el paso adicional de dióxido de carbono.

Na + CO2= Al(OH)3¯ + NaHCO3

Es decir, el exceso de dióxido de carbono no disuelve el hidróxido de aluminio.

Fuentes

http://www.youtube.com/watch?t=146&v=EQO8iViXb1s

http://www.youtube.com/watch?t=6&v=85N0v3cQ-lI

fuente de presentación: http://ppt4web.ru/khimija/amfoternye-oksidy-i-gidroksidy.html

http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass

Jardines - Este es un compuesto químico que puede formar un enlace covalente con un protón (base de Brønsted) o con un orbital vacante de otro compuesto químico (base de Lewis)

Propiedades químicas de las bases.

Métodos para obtener bases.

1 . electrólisis de soluciones salinas acuosas metales activos:

2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl22NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2

Durante la electrólisis de sales metálicas en la serie de tensiones hasta el aluminio, el agua se reduce en el cátodo con liberación de gas hidrógeno e iones de hidróxido. Los cationes metálicos formados durante la disociación de la sal forman bases con los iones de hidróxido resultantes.

2 . interacción de metales con agua: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Este método no tiene aplicación práctica ni en el laboratorio ni en la industria.

3 . interacción de óxidos con agua: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . reacciones de intercambio(se pueden obtener bases solubles e insolubles): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Compuestos anfóteros - Este Sustancias que, dependiendo de las condiciones de reacción, presentan propiedades ácidas o básicas.

Hidróxidos anfóteros – sustancias insolubles en agua, y cuando se calientan se descomponen en óxido metálico y agua:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Un ejemplo de hidróxido anfótero es el hidróxido de zinc. La fórmula de este hidróxido en su forma principal es Zn(OH)2. Pero es posible escribir la fórmula del hidróxido de zinc en forma ácida, poniendo los átomos de hidrógeno en primer lugar, como en las fórmulas de los ácidos inorgánicos: H 2 ZnO 2 (Fig. 1). Entonces ZnO 2 2- será un residuo ácido con una carga de 2-.

Una característica del hidróxido anfótero es que difiere poco en la fuerza de los enlaces O-H y Zn-O. De ahí la dualidad de propiedades. En reacciones con ácidos que están listos para donar cationes de hidrógeno, es ventajoso que el hidróxido de zinc rompa el enlace Zn-O, donando un grupo OH y actuando como base. Como resultado de tales reacciones, se forman sales en las que el zinc es un catión, por lo que se llaman sales catiónicas:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

Óxidos anfóteros - óxidos formadores de sales que, según las condiciones, presentan propiedades básicas o ácidas (es decir, anfotericidad). Formado por metales de transición. Los metales en óxidos anfóteros suelen presentar estados de oxidación de III a IV, a excepción de ZnO, BeO, SnO, PbO.

Óxidos anfóteros Tienen una naturaleza dual: pueden interactuar con ácidos y bases (álcalis):

Alabama 2 oh 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 Oh,

Alabama 2 oh 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.

Óxidos anfóteros típicos :H 2 O, BeO, Al 2 oh 3 , cr 2 oh 3 , fe 2 oh 3 y etc.

9. Termodinámica química. Conceptos de sistema, entropía, entalpía, efecto térmico de una reacción química, ley de Hess y su corolario. Endotermia y exotermia de reacciones, 1ª y 2ª leyes de la termodinámica, Velocidad de reacción química (factores que influyen), Regla de Van't Hoff, Ecuación de Van't Hoff.

Termodinámica química – una ciencia que estudia las condiciones de estabilidad de sistemas y leyes.

Termodinámica – ciencia de los macrosistemas.

sistema termodinámico - una parte macroscópica del mundo circundante en la que tienen lugar diversos procesos físicos y químicos.

Sistema disperso Se llama sistema heterogéneo en el que pequeñas partículas de una fase se distribuyen uniformemente en el volumen de otra fase.

entropía (Del griego entropía) - giro, transformación. El concepto de entropía se introdujo por primera vez en termodinámica para determinar la medida de la disipación de energía irreversible. La entropía se utiliza ampliamente en otras áreas de la ciencia: en física estadística como medida de la probabilidad de que ocurra cualquier estado macroscópico; en teoría de la información, una medida de la incertidumbre de cualquier experiencia (prueba), que puede tener diferentes resultados. Todas estas interpretaciones de la entropía tienen una profunda conexión interna.

entalpía (función térmica, contenido de calor): potencial termodinámico que caracteriza el estado del sistema en equilibrio termodinámico al elegir la presión, la entropía y el número de partículas como variables independientes.

En pocas palabras, la entalpía es aquella energía que está disponible para convertirse en calor a una determinada presión constante.

Se acostumbra indicar los efectos térmicos en las ecuaciones termoquímicas de reacciones químicas utilizando los valores de entalpía (contenido de calor) del sistema ΔH.

Si ΔН< 0, то теплота выделяется, т.е. реакция является экзотермической.

Para reacciones endotérmicas ΔH > 0.

Efecto térmico de una reacción química. es el calor liberado o absorbido por cantidades dadas de sustancias reaccionantes.

El efecto térmico de una reacción depende del estado de las sustancias.

Considere la ecuación termoquímica para la reacción del hidrógeno con el oxígeno:

Esta entrada significa que cuando 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno, se forman 2 moles de agua en estado gaseoso. En este caso se liberan 483,6 (kJ) de calor.

la ley de hess - El efecto térmico de una reacción química llevada a cabo en condiciones isobáricas-isotérmicas o isocóricas-isotérmicas depende únicamente del tipo y estado de los materiales de partida y de los productos de reacción y no depende de la forma en que ocurre.

Corolarios de la ley de Hess:

El efecto térmico de la reacción inversa es igual al efecto térmico de la reacción directa con el signo opuesto, es decir para reacciones

los efectos térmicos correspondientes a ellos están relacionados por la igualdad

2. Si, como resultado de una serie de reacciones químicas sucesivas, el sistema llega a un estado que coincide completamente con el inicial (proceso circular), entonces la suma de los efectos térmicos de estas reacciones es cero, es decir. para una serie de reacciones

la suma de sus efectos térmicos

Se entiende por entalpía de formación el efecto térmico de la reacción de formación de 1 mol de una sustancia a partir de sustancias simples. Generalmente se utilizan entalpías de formación estándar. Se designan o (a menudo se omite uno de los índices; f - de la formación inglesa).

Primera ley de la termodinámica - El cambio en la energía interna de un sistema durante su transición de un estado a otro es igual a la suma del trabajo de las fuerzas externas y la cantidad de calor transferido al sistema.

Según la primera ley de la termodinámica, el trabajo sólo puede realizarse mediante calor o alguna otra forma de energía. En consecuencia, el trabajo y la cantidad de calor se miden en las mismas unidades: julios (además de la energía).

donde ΔU es el cambio de energía interna, A es el trabajo de fuerzas externas, Q es la cantidad de calor transferido al sistema.

Segunda ley de la termodinámica - Es imposible un proceso cuyo único resultado sería la transferencia de calor de un cuerpo más frío a otro más caliente.

La regla de Van't Hoff afirma que con cada aumento de 10° en la temperatura, la velocidad de una reacción química aumenta de 2 a 4 veces.

La ecuación que describe esta regla es:(\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

donde V 2 es la velocidad de reacción a la temperatura t 2 y V 1 es la velocidad de reacción a la temperatura t 1 ;

ɣ es el coeficiente de temperatura de la velocidad de reacción. (si es igual a 2, por ejemplo, entonces la velocidad de reacción aumentará 2 veces cuando la temperatura aumente 10 grados).

Reacciones endotérmicas - reacciones químicas acompañadas de la absorción de calor. Para las reacciones endotérmicas, el cambio de entalpía y energía interna tienen valores positivos (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), por lo que los productos de la reacción contienen más energía que los componentes iniciales.

Las reacciones endotérmicas incluyen:

Reacciones de reducción de metales a partir de óxidos.

electrólisis (se absorbe energía eléctrica),

disociación electrolítica (por ejemplo, disolución de sales en agua),

ionización,

explosión de agua: una gran cantidad de calor suministrada a una pequeña cantidad de agua se gasta en el calentamiento instantáneo y la transición de fase del líquido a vapor sobrecalentado, mientras que la energía interna aumenta y se manifiesta en forma de dos energías de vapor: térmica intramolecular. y potencial intermolecular.

fotosíntesis.

Reacción exotérmica - una reacción química acompañada de la liberación de calor. Lo contrario de una reacción endotérmica.

Bases, hidróxidos anfóteros

Las bases son sustancias complejas que constan de átomos metálicos y uno o más grupos hidroxilo (-OH). La fórmula general es Me +y(OH)y, donde y es el número de grupos hidroxo igual al estado de oxidación del metal Me. La tabla muestra la clasificación de bases.

Propiedades de los álcalis, hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos.

1. Las soluciones acuosas de álcalis son jabonosas al tacto y cambian el color de los indicadores: tornasol - azul, fenolftaleína - carmesí.

2. Las soluciones acuosas se disocian:

3. Interactuar con ácidos, entrando en una reacción de intercambio:

Las bases poliácidas pueden dar sales medias y básicas:

4. Reaccionar con óxidos ácidos formando sales medias y ácidas dependiendo de la basicidad del ácido correspondiente a este óxido:

5. Interactuar con óxidos e hidróxidos anfóteros:

a) fusión:

b) en soluciones:

6. Interactuar con sales solubles en agua si se forma un precipitado o gas:

Las bases insolubles (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, etc.) interactúan con los ácidos y se descomponen cuando se calientan:

Hidróxidos anfóteros

Los compuestos anfóteros son compuestos que, dependiendo de las condiciones, pueden ser tanto donantes de cationes de hidrógeno y exhibir propiedades ácidas, como sus aceptores, es decir, exhibir propiedades básicas.

Propiedades químicas de los compuestos anfóteros.

1. Al interactuar con ácidos fuertes, exhiben propiedades básicas:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

2. Al interactuar con álcalis, bases fuertes, exhiben propiedades ácidas:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( sal compleja)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( sal compleja)

Los compuestos complejos son aquellos en los que al menos un enlace covalente se forma mediante un mecanismo donante-aceptor.

El método general de preparación de bases se basa en reacciones de intercambio, con la ayuda de las cuales se pueden obtener bases tanto insolubles como solubles.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓

Cuando se obtienen bases solubles mediante este método, precipita una sal insoluble.

Al preparar bases insolubles en agua con propiedades anfóteras, se debe evitar el exceso de álcali, ya que puede producirse la disolución de la base anfótera, por ejemplo:

AlCl 3 + 4KOH = K[Al(OH) 4 ] + 3KCl

En tales casos, se utiliza hidróxido de amonio para obtener hidróxidos en los que los hidróxidos anfóteros no se disuelven:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Los hidróxidos de plata y mercurio se descomponen tan fácilmente que al intentar obtenerlos mediante reacción de intercambio, en lugar de hidróxidos, precipitan óxidos:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3

En la industria, los álcalis se suelen obtener mediante electrólisis de soluciones acuosas de cloruros.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Los álcalis también se pueden obtener haciendo reaccionar metales alcalinos y alcalinotérreos o sus óxidos con agua.

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2

SrO + H2O = Sr(OH)2

Ácidos

Los ácidos son sustancias complejas cuyas moléculas están formadas por átomos de hidrógeno que pueden ser reemplazados por átomos metálicos y residuos ácidos. En condiciones normales, los ácidos pueden ser sólidos (H 3 PO 4 fosfórico; silicio H 2 SiO 3) y líquidos (en su forma pura, el ácido sulfúrico H 2 SO 4 será líquido).

Gases como cloruro de hidrógeno HCl, bromuro de hidrógeno HBr y sulfuro de hidrógeno H 2 S forman los ácidos correspondientes en soluciones acuosas. El número de iones de hidrógeno formados por cada molécula de ácido durante la disociación determina la carga del residuo ácido (anión) y la basicidad del ácido.

De acuerdo a Teoría protolítica de ácidos y bases. propuesto simultáneamente por el químico danés Brønsted y el químico inglés Lowry, un ácido es una sustancia dividiéndose con esta reacción protones, A base- una sustancia que puede aceptar protones.

ácido → base + H +

A partir de tales ideas queda claro propiedades básicas del amoníaco, que, debido a la presencia de un par de electrones solitario en el átomo de nitrógeno, acepta efectivamente un protón cuando interactúa con ácidos, formando un ion amonio a través de un enlace donante-aceptor.

HNO3 + NH3 ⇆ NH4 + + NO3 —

base ácida base ácida

Definición más general de ácidos y bases. propuesto por el químico estadounidense G. Lewis. Sugirió que las interacciones ácido-base son completamente No necesariamente ocurren con la transferencia de protones. En la determinación de Lewis de ácidos y bases, el papel principal en las reacciones químicas lo desempeña pares de electrones

Los cationes, aniones o moléculas neutras que pueden aceptar uno o más pares de electrones se denominan Ácidos de Lewis.

Por ejemplo, el fluoruro de aluminio AlF 3 es un ácido, ya que es capaz de aceptar un par de electrones cuando interactúa con el amoníaco.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Los cationes, aniones o moléculas neutras capaces de donar pares de electrones se denominan bases de Lewis (el amoníaco es una base).

La definición de Lewis cubre todos los procesos ácido-base que fueron considerados por las teorías propuestas anteriormente. La tabla compara las definiciones de ácidos y bases utilizadas actualmente.

Nomenclatura de ácidos

Dado que existen diferentes definiciones de ácidos, su clasificación y nomenclatura son bastante arbitrarias.

Según el número de átomos de hidrógeno capaces de eliminarse en una solución acuosa, los ácidos se dividen en monobásico(por ejemplo, HF, HNO 2), con dos bases(H 2 CO 3, H 2 SO 4) y tribásico(H3PO4).

Según la composición del ácido, se dividen en libre de oxígeno(HCl, H 2 S) y que contiene oxígeno(HClO 4, HNO 3).

Generalmente nombres de ácidos que contienen oxígeno se derivan del nombre del no metal con la adición de las terminaciones -kai, -vaya, si el estado de oxidación del no metal es igual al número de grupo. A medida que disminuye el estado de oxidación, los sufijos cambian (en orden decreciente del estado de oxidación del metal): -opaco, oxidado, -ovado:

Si consideramos la polaridad del enlace hidrógeno-no metal dentro de un período, podemos relacionar fácilmente la polaridad de este enlace con la posición del elemento en la tabla periódica. De los átomos metálicos, que pierden fácilmente electrones de valencia, los átomos de hidrógeno aceptan estos electrones, formando una capa estable de dos electrones como la capa de un átomo de helio y dan hidruros metálicos iónicos.

En los compuestos de hidrógeno de elementos de los grupos III-IV de la tabla periódica, el boro, el aluminio, el carbono y el silicio forman enlaces covalentes débilmente polares con átomos de hidrógeno que no son propensos a la disociación. Para los elementos de los grupos V-VII de la tabla periódica, dentro de un período, la polaridad del enlace no metal-hidrógeno aumenta con la carga del átomo, pero la distribución de cargas en el dipolo resultante es diferente que en los compuestos de hidrógeno de elementos que tienden a donar electrones. Los átomos no metálicos, que requieren varios electrones para completar la capa electrónica, atraen (polarizan) un par de electrones enlazantes con mayor fuerza cuanto mayor es la carga nuclear. Por lo tanto, en la serie CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF o SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, los enlaces con átomos de hidrógeno, aunque permanecen covalentes, se vuelven de naturaleza más polar y el átomo de hidrógeno en el El dipolo del enlace elemento-hidrógeno se vuelve más electropositivo. Si las moléculas polares se encuentran en un disolvente polar, puede ocurrir un proceso de disociación electrolítica.

Analicemos el comportamiento de los ácidos que contienen oxígeno en soluciones acuosas. Estos ácidos tienen un enlace H-O-E y, naturalmente, la polaridad del enlace H-O está influenciada por el enlace O-E. Por tanto, estos ácidos suelen disociarse más fácilmente que el agua.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Veamos algunos ejemplos propiedades de los ácidos que contienen oxígeno, formado por elementos que son capaces de presentar diferentes grados de oxidación. Se sabe que ácido hipocloroso HClO muy débilácido cloroso HClO 2 también débil, pero más fuerte que el ácido hipocloroso HClO 3 fuerte. El ácido perclórico HClO 4 es uno de el más fuerteÁcidos inorgánicos.

Para la disociación ácida (con eliminación del ion H), es necesaria la ruptura del enlace O-H. ¿Cómo podemos explicar la disminución de la fuerza de este enlace en la serie HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? En esta serie, aumenta el número de átomos de oxígeno asociados con el átomo de cloro central. Cada vez que se forma un nuevo enlace oxígeno-cloro, la densidad electrónica se extrae del átomo de cloro y, por tanto, del enlace simple O-Cl. Como resultado, la densidad electrónica abandona parcialmente el enlace O-H, que como resultado se debilita.

este patrón - fortalecimiento de las propiedades ácidas con un mayor grado de oxidación del átomo central - Característica no solo del cloro, sino también de otros elementos. Por ejemplo, el ácido nítrico HNO 3, en el que el estado de oxidación del nitrógeno es +5, es más fuerte que el ácido nitroso HNO 2 (el estado de oxidación del nitrógeno es +3); El ácido sulfúrico H 2 SO 4 (S +6) es más fuerte que el ácido sulfuroso H 2 SO 3 (S +4).

Obtención de ácidos

1. Se pueden obtener ácidos libres de oxígeno. por combinación directa de no metales con hidrógeno.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Se pueden obtener algunos ácidos que contienen oxígeno. interacción de óxidos ácidos con agua.

3. Se pueden obtener ácidos tanto libres de oxígeno como ácidos que contienen oxígeno. por reacciones metabólicas entre sales y otros ácidos.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (conc) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Algunos ácidos se pueden obtener usando reacciones redox.

H 2 O 2 + ASI 2 = H 2 ASI 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2

Sabor amargo, efecto sobre los indicadores, conductividad eléctrica, interacción con metales, óxidos, bases y sales básicos y anfóteros, formación de ésteres con alcoholes: estas propiedades son comunes a los ácidos inorgánicos y orgánicos.

Se puede dividir en dos tipos de reacciones:

1) son comunes Para ácidos las reacciones están asociadas con la formación del ion hidronio H 3 O + en soluciones acuosas;

2) específico(es decir, características) reacciones ácidos específicos.

El ion hidrógeno puede entrar en redox reacción, reduciéndose a hidrógeno, así como en una reacción compuesta con partículas neutras o cargadas negativamente que tienen pares de electrones libres, es decir reacciones ácido-base.

Las propiedades generales de los ácidos incluyen reacciones de ácidos con metales en la serie de voltaje hasta el hidrógeno, por ejemplo:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Las reacciones ácido-base incluyen reacciones con óxidos y bases básicos, así como con sales intermedias, básicas y, a veces, ácidas.

2CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Tenga en cuenta que los ácidos polibásicos se disocian paso a paso y en cada paso posterior la disociación es más difícil, por lo tanto, con un exceso de ácido, la mayoría de las veces se forman sales ácidas, en lugar de sales promedio.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

KOH + H2S = KHS + H2O

A primera vista, la formación de sales ácidas puede parecer sorprendente. monobásicoácido fluorhídrico. Sin embargo, este hecho puede explicarse. A diferencia de todos los demás ácidos halohídricos, el ácido fluorhídrico en soluciones está parcialmente polimerizado (debido a la formación de enlaces de hidrógeno) y puede contener varias partículas (HF) X, a saber, H 2 F 2, H 3 F 3, etc.

Un caso especial de equilibrio ácido-base: reacciones de ácidos y bases con indicadores que cambian de color dependiendo de la acidez de la solución. Los indicadores se utilizan en análisis cualitativos para detectar ácidos y bases. en soluciones.

Los indicadores más utilizados son tornasol(V neutral ambiente púrpura, V agrio - rojo, V alcalino - azul), naranja de metilo(V agrio ambiente rojo, V neutral - naranja, V alcalino - amarillo), fenolftaleína(V altamente alcalino ambiente rojo frambuesa, V neutro y ácido - incoloro).

Propiedades específicas diferentes ácidos pueden ser de dos tipos: en primer lugar, reacciones que conducen a la formación sales insolubles, y en segundo lugar, transformaciones redox. Si las reacciones asociadas con la presencia del ion H + son comunes a todos los ácidos (reacciones cualitativas para detectar ácidos), se utilizan reacciones específicas como reacciones cualitativas para ácidos individuales:

Ag + + Cl - = AgCl (precipitado blanco)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (precipitado blanco)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (precipitado amarillo)

Algunas reacciones específicas de los ácidos se deben a sus propiedades redox.

Los ácidos anóxicos en una solución acuosa sólo pueden oxidarse.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Los ácidos que contienen oxígeno pueden oxidarse solo si el átomo central que contienen se encuentra en un estado de oxidación inferior o intermedio, como, por ejemplo, en el ácido sulfuroso:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

Muchos ácidos que contienen oxígeno, en los que el átomo central tiene el estado de oxidación máximo (S +6, N +5, Cr +6), exhiben las propiedades de agentes oxidantes fuertes. El H 2 SO 4 concentrado es un agente oxidante fuerte.

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

C + 2H 2 SO 4 (conc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Cabe recordar que:

• Las soluciones ácidas reaccionan con los metales que se encuentran a la izquierda del hidrógeno en la serie de voltaje electroquímico, sujeto a una serie de condiciones, la más importante de las cuales es la formación de una sal soluble como resultado de la reacción. La interacción de HNO 3 y H 2 SO 4 (conc.) con metales se produce de manera diferente.

El ácido sulfúrico concentrado pasiva en frío el aluminio, el hierro y el cromo.

• En el agua, los ácidos se disocian en cationes de hidrógeno y aniones de residuos ácidos, por ejemplo:

• Los ácidos inorgánicos y orgánicos reaccionan con óxidos básicos y anfóteros, siempre que se forme una sal soluble:

• Ambos ácidos reaccionan con bases. Los ácidos polibásicos pueden formar sales ácidas e intermedias (estas son reacciones de neutralización):

• La reacción entre ácidos y sales ocurre solo si se forma un precipitado o gas:

La interacción del H 3 PO 4 con la piedra caliza se detendrá debido a la formación del último precipitado insoluble de Ca 3 (PO 4) 2 en la superficie.

Las peculiaridades de las propiedades de los ácidos nítrico HNO 3 y sulfúrico concentrado H 2 SO 4 (conc.) se deben a que cuando interactúan con sustancias simples (metales y no metales), los agentes oxidantes no serán cationes H +. , pero iones nitrato y sulfato. Es lógico esperar que como resultado de tales reacciones no se forme hidrógeno H2, sino que se obtengan otras sustancias: necesariamente sal y agua, así como uno de los productos de la reducción de iones nitrato o sulfato, dependiendo de la concentración. de ácidos, la posición del metal en la serie de tensiones y las condiciones de reacción (temperatura, grado de molienda del metal, etc.).

Estas características del comportamiento químico del HNO 3 y H 2 SO 4 (conc.) ilustran claramente la tesis de la teoría de la estructura química sobre la influencia mutua de los átomos en las moléculas de sustancias.

Los conceptos de volatilidad y estabilidad (estabilidad) a menudo se confunden. Los ácidos volátiles son ácidos cuyas moléculas pasan fácilmente a un estado gaseoso, es decir, se evaporan. Por ejemplo, el ácido clorhídrico es un ácido volátil pero estable. Es imposible juzgar la volatilidad de los ácidos inestables. Por ejemplo, el ácido silícico insoluble y no volátil se descompone en agua y SiO 2. Las soluciones acuosas de ácidos clorhídrico, nítrico, sulfúrico, fosfórico y varios otros ácidos son incoloras. Una solución acuosa de ácido crómico H 2 CrO 4 es de color amarillo y el ácido de manganeso HMnO 4 es carmesí.

Material de referencia para realizar el examen:

mesa de mendeleev

tabla de solubilidad

1) En reacciones con ácidos, estos compuestos exhiben propiedades básicas como las bases ordinarias:

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O; Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.

2) En reacciones con bases, los hidróxidos anfóteros exhiben propiedades ácidas y forman sales. En este caso, el metal anfótero forma parte del anión ácido. Los metales anfóteros pueden formar diferentes residuos ácidos según las condiciones de reacción:

En solución acuosa:

Al(OH)3 + 3NaOH → Na3; Zn(OH) 2 + 2NaOH →Na 2,

Al fusionar sólidos:

Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O; Zn(OH) 2 + 2NaOH →Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Óxidos

Los óxidos son sustancias que constan de dos elementos, uno de los cuales es el oxígeno, que se encuentra en el estado de oxidación -2. Se dividen según sus propiedades en básicos, anfóteros y ácidos.

Óxidos básicos – Se trata de óxidos metálicos con propiedades básicas. Estos incluyen la mayoría de los óxidos metálicos con estados de oxidación +1 y +2.

Óxidos anfóteros– dependiendo de las condiciones, pueden presentar propiedades básicas o ácidas. Estos incluyen óxidos de la mayoría de los metales con estados de oxidación +3 y +4, así como algunos óxidos metálicos con estados de oxidación +2, por ejemplo Al 2 O 3, Cr 2 O 3, ZnO, BeO.

Óxidos ácidos– se trata de óxidos de no metales y óxidos metálicos en los que el estado de oxidación del metal es +5 o superior. Estos óxidos tienen propiedades ácidas y forman ácidos.

Propiedades de los óxidos básicos.

1) Los óxidos básicos reaccionan con el agua si se forma un hidróxido soluble:

CaO + H2O → Ca(OH)2; Na2O + H2O → 2NaOH.

2) Los óxidos básicos pueden reaccionar con óxidos ácidos:

CaO + SO 3 → CaSO 4; Na2O + CO2 → Na2CO3.

3) Los óxidos básicos reaccionan con los ácidos:

MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O; Na 2 O + 2HNO 3 → 2NaNO 3 + H 2 O.

Propiedades de los óxidos anfóteros.

1) Reaccionan con ácidos como los óxidos básicos ordinarios:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O; ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.

2) En reacciones con bases, exhiben propiedades ácidas y forman los mismos aniones ácidos que los hidróxidos anfóteros:

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3;

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2.

Al fusionar sólidos:

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O; ZnO + 2NaOH →Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Propiedades de los óxidos ácidos.

1) Reaccionar con agua si se obtiene un ácido soluble:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4; P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4.

2) Los óxidos ácidos pueden reaccionar con los óxidos básicos:

SO 3 + MgO → CaSO 4; CO 2 + CaO → CaCO 3 .

3) Los óxidos ácidos reaccionan con las bases:

SO 3 + NaOH → Na 2 SO 4 + H 2 O; CO 2 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 + H 2 O.

Sales

Sales- Se trata de sustancias durante cuya disociación primaria no se forman ni iones H + ni iones OH -. Estos son productos de la interacción de ácidos y bases.

Por ejemplo: NaCl=Na + +Cl - ;

Ca(HCO3)2 =Ca2+ +2HCO3-;

AlOH(NO 3) 2 =AlOH 2+ +2NO 3 -

Las sales medias consisten en aniones y cationes que no contienen H + y OH -, por ejemplo: Na 2 SO 4 - sulfato de sodio, CaCO 3 - carbonato de calcio. Las sales ácidas contienen el catión hidrógeno H +, por ejemplo: NaHCO 3 - bicarbonato de sodio. Las sales básicas contienen el anión OH -, por ejemplo (CaOH) 2 CO 3 - hidroxicarbonato de calcio.

Las propiedades químicas de todas las sales se caracterizan por reacciones de intercambio.

1) Las sales pueden reaccionar con los ácidos:

a) Un ácido fuerte desplaza a un ácido débil de su sal.

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

b) Un ácido polibásico puede reaccionar con su sal intermedia para formar sales ácidas.

Na2CO3 + H2CO3 → 2NaHCO3; CuSO 4 + H 2 SO 4 → Cu(HSO 4) 2.

2) Las sales solubles pueden reaccionar con bases solubles si la reacción da como resultado una sustancia insoluble:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4;

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaOH.

3) Dos sales solubles pueden reaccionar entre sí si la reacción da como resultado una sustancia insoluble:

NaCl + AgNO 3 → NaNO 3 + AgCl↓.

4) Las sales pueden reaccionar con los metales. En estas reacciones, el metal activo desplaza al metal menos activo de su sal.

Hay hidróxidos que reaccionan tanto con ácidos como con bases, según las condiciones. Estos compuestos que presentan una naturaleza dual se denominan hidróxidos anfóteros. Están formadas por un catión metálico y un ion hidróxido, como todas las bases. Sólo tienen capacidad de actuar como ácidos y bases aquellos hidróxidos que contienen los siguientes metales: Be, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr(III), etc. Como se desprende de la Tabla Periódica D . Y. Mendeleev, los hidróxidos con naturaleza dual forman metales, que son los más cercanos a los no metales. Se cree que tales elementos son formas de transición y la división en metales y no metales es bastante arbitraria.

Los hidróxidos anfóteros son sustancias sólidas, en polvo y finamente cristalinas que suelen ser de color blanco, insolubles en agua y conducen débilmente la corriente (electrolitos débiles). Sin embargo, algunas de estas bases pueden disolverse en ácidos y álcalis. La disociación de "compuestos duales" en soluciones acuosas se produce según el tipo de ácidos y bases. Esto se debe al hecho de que la fuerza de retención entre los átomos de metal y oxígeno (Me—O) y entre los átomos de oxígeno e hidrógeno (O—H) es prácticamente igual, es decir Me - O - H. Por lo tanto, estos enlaces se romperán simultáneamente y estas sustancias se disociarán en cationes H+ y aniones OH-.

El hidróxido anfótero, Be(OH) 2, ayudará a confirmar la naturaleza dual de estos compuestos. Consideremos la interacción del hidróxido de berilio con un ácido y una base.

1. Be(OH)2 + 2HCl-BeCl2 +2H2O.

2. Be(OH) 2 + 2KOH - K 2 - tetrahidroxoberilato de potasio.

En el primer caso se produce una reacción de neutralización, cuyo resultado es la formación de sal y agua. En el segundo caso, el producto de la reacción será. La reacción de neutralización es típica de todos los hidróxidos sin excepción, pero la interacción con los de su propia especie es típica solo de los anfóteros. Estas propiedades duales también las exhibirán otros compuestos anfóteros: los óxidos y los propios metales que los forman.

Otras propiedades químicas de tales hidróxidos serán características de todas las bases:

1. Descomposición térmica, productos de reacción: el óxido correspondiente y agua: Be(OH) 2 -BeO+H 2 O.

También es necesario recordar que hay sustancias con las que los hidróxidos anfóteros no interactúan, es decir, no funciona, esto:

1. no metales;
2. rieles;
3. bases insolubles;
4. hidróxidos anfóteros.
5. sales medianas.

Estos compuestos se obtienen por precipitación de las correspondientes soluciones salinas con álcali:

BeCl 2 + 2KOH - Be(OH) 2 + 2KCl.

Las sales de algunos elementos durante esta reacción forman un hidrato, cuyas propiedades corresponden casi por completo a las de los hidróxidos de doble naturaleza. Las propias bases con propiedades duales forman parte de los minerales en cuya forma se encuentran en la naturaleza (bauxita, goethita, etc.).

Así, los hidróxidos anfóteros son aquellos que, dependiendo de la naturaleza de la sustancia que reacciona con ellos, pueden actuar como bases o ácidos. La mayoría de las veces corresponden a óxidos anfóteros que contienen el metal correspondiente (ZnO-Zn(OH) 2; BeO - Be(OH) 2), etc.