Amfoterinių hidroksidų savybių tyrimas. Amfoterinių junginių cheminės savybės

Iš graikų kalbos žodis „amfoteros“ yra išverstas kaip „abu“. Amfoteriškumas – tai medžiagos rūgščių ir šarmų savybių dvilypumas. Amfoteriniai hidroksidai yra tie, kurie, priklausomai nuo sąlygų, gali turėti tiek rūgščių, tiek bazinių savybių.

Amfoterinio hidroksido pavyzdys yra cinko hidroksidas. Šio hidroksido pagrindinė formulė yra Zn(OH)2. Bet jūs galite parašyti cinko hidroksido formulę rūgšties pavidalu, į pirmą vietą iškeldami vandenilio atomus, kaip ir neorganinių rūgščių formulėse: H2ZnO2 (1 pav.). Tada ZnO22- bus rūgštinė liekana, kurios krūvis yra 2-.

Ryžiai. 1. Cinko hidroksido formulės

Amfoterinio hidroksido ypatybė yra ta, kad jis mažai skiriasi O-H ir Zn-O jungčių stiprumu. Iš čia ir savybių dvilypumas. Reakcijose su rūgštimis, kurios yra pasirengusios paaukoti vandenilio katijonus, cinko hidroksidui naudinga nutraukti Zn-O ryšį, padovanodamas OH grupę ir veikdamas kaip bazė. Dėl tokių reakcijų susidaro druskos, kuriose cinkas yra katijonas, todėl jos vadinamos katijoninėmis druskomis:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O (bazė)

Reakcijoje su šarmais cinko hidroksidas veikia kaip rūgštis, išskirdamas vandenilį. Tokiu atveju susidaro anijoninės druskos (cinkas yra rūgštinės liekanos - cinkato anijono - dalis). Pavyzdžiui, kai cinko hidroksidas sulydomas su kietu natrio hidroksidu, susidaro Na2ZnO2 - vidutinė anijoninio tipo natrio cinkato druska:

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

Sąveikaujant su šarmų tirpalais, amfoteriniai hidroksidai sudaro tirpias kompleksines druskas. Pavyzdžiui, kai cinko hidroksidas reaguoja su natrio hidroksido tirpalu, susidaro natrio tetrahidroksocinkatas:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

2- yra sudėtingas anijonas, kuris paprastai yra laužtiniuose skliaustuose.

Taigi, cinko hidroksido amfoteriškumas yra dėl to, kad vandeniniame tirpale gali būti cinko jonų tiek katijonų, tiek anijonų sudėtyje. Šių jonų sudėtis priklauso nuo terpės rūgštingumo. ZnO22- anijonai yra stabilūs šarminėje aplinkoje, o Zn2+ katijonai yra stabilūs rūgštinėje aplinkoje.

Amfoteriniai hidroksidai yra vandenyje netirpios medžiagos, kurios kaitinamos skyla į metalo oksidą ir vandenį:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Metalo oksidacijos laipsnis hidrokside ir okside turi būti vienodas.

Amfoteriniai hidroksidai yra vandenyje netirpūs junginiai, todėl juos galima gauti vykstant mainų reakcijai tarp pereinamojo metalo druskos tirpalo ir šarmo. Pavyzdžiui, aliuminio hidroksidas susidaro reaguojant aliuminio chlorido ir natrio hidroksido tirpalams:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

Nusausinus šiuos tirpalus, susidaro baltos želė pavidalo aliuminio hidroksido nuosėdos (2 pav.).

Tačiau tuo pat metu negalima leisti šarmų pertekliaus, nes amfoteriniai hidroksidai ištirpsta šarmuose. Todėl vietoj šarmo geriau naudoti vandeninį amoniako tirpalą. Tai silpna bazė, kurioje aliuminio hidroksidas netirpsta. Kai aliuminio chloridas reaguoja su vandeniniu amoniako tirpalu, susidaro aliuminio hidroksidas ir amonio chloridas:

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Ryžiai. 2. Aliuminio hidroksido nuosėdų susidarymas

Amfoterinius hidroksidus sudaro pereinamieji cheminiai elementai ir jie pasižymi dvejopomis savybėmis, ty jie yra ir rūgštis, ir bazė. Išsiaiškinkime ir patvirtinsime aliuminio hidroksido amfoterinę prigimtį.

Mėgintuvėlyje gaukime aliuminio hidroksido nuosėdas. Norėdami tai padaryti, į aliuminio sulfato tirpalą įpilkite nedidelį kiekį šarmo tirpalo (natrio hidroksido), kol atsiras nuosėdų (1 pav.). Atkreipkite dėmesį: šiame etape šarmų neturėtų būti per daug. Susidariusios baltos nuosėdos yra aliuminio hidroksidas:

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

Kitam eksperimentui gautas nuosėdas padalinkite į dvi dalis. Norint įrodyti, kad aliuminio hidroksidas pasižymi rūgšties savybėmis, jis turi būti reaguotas su šarmu. Ir atvirkščiai, norėdami įrodyti pagrindines aliuminio hidroksido savybes, sumaišykite jį su rūgštimi. Į vieną mėgintuvėlį su aliuminio hidroksido nuosėdomis įpilkite šarmo – natrio hidroksido tirpalo (šį kartą paimkite šarmo perteklių). Nuosėdos ištirpsta. Dėl reakcijos susidaro sudėtinga druska - natrio hidroksialuminatas:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Į antrąjį mėgintuvėlį su nuosėdomis supilkite druskos rūgšties tirpalą. Nuosėdos taip pat ištirpsta. Tai reiškia, kad aliuminio hidroksidas reaguoja ne tik su šarmais, bet ir su rūgštimi, t.y. pasižymi amfoterinėmis savybėmis. Tokiu atveju įvyksta mainų reakcija ir susidaro aliuminio chloridas ir vanduo:

Eksperimentas Nr. 3. Natrio tetrahidroksoaliuminato tirpalo sąveika su druskos rūgštimi ir anglies dioksidu

Į natrio hidroksoaliuminato tirpalą lašas po lašo pilsime praskiestą druskos rūgšties tirpalą. Stebime aliuminio hidroksido nusodinimą ir vėlesnį jo ištirpimą:

Na + HCl = Al(OH)3¯ + NaCl + H2O

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

Natrio tetrahidroksialiuminatas yra nestabilus ir sunaikinamas rūgštinėje aplinkoje. Pažiūrėkime, ar silpna anglies rūgštis sunaikina kompleksą.

Anglies dioksidą leisime per natrio tetrahidroksialiuminato tirpalą. Anglies dioksidas, savo ruožtu, gaunamas reaguojant tarp marmuro ir druskos rūgšties. Po kurio laiko susidaro vandenyje netirpaus aliuminio hidroksido suspensija, kuri neišnyksta toliau praleidžiant anglies dioksidą.

Na + CO2= Al(OH)3¯ + NaHCO3

Tai yra, anglies dioksido perteklius netirpdo aliuminio hidroksido.

Šaltiniai

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

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

pristatymo šaltinis - http://ppt4web.ru/khimija/amfoternye-oksidy-i-gidroksidy.html

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

Priežastys - Tai cheminis junginys, galintis sudaryti kovalentinį ryšį su protonu (Brønsted bazė) arba su laisva orbitale kito cheminio junginio (Lewiso bazės).

Cheminės bazių savybės

Bazių gavimo būdai

1 . vandeninių druskų tirpalų elektrolizė aktyvieji metalai:

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

Metalo druskų elektrolizės metu įtampos serijoje iki aliuminio katode redukuojamas vanduo, išsiskiriant vandenilio dujoms ir hidroksido jonams. Druskos disociacijos metu susidarę metalo katijonai sudaro bazes su gautais hidroksido jonais.

2 . metalų sąveika su vandeniu: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Šis metodas praktiškai nepritaikomas nei laboratorijoje, nei pramonėje

3 . oksidų sąveika su vandeniu: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . mainų reakcijos(galima gauti ir tirpių, ir netirpių bazių): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Amfoteriniai junginiai - Tai medžiagos, kurios, priklausomai nuo reakcijos sąlygų, pasižymi rūgštinėmis arba šarminėmis savybėmis.

Amfoteriniai hidroksidai – vandenyje netirpios medžiagos, kurios kaitinamos skyla į metalo oksidą ir vandenį:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

Amfoterinio hidroksido pavyzdys yra cinko hidroksidas. Šio hidroksido pagrindinė formulė yra Zn(OH)2. Bet jūs galite parašyti cinko hidroksido formulę rūgšties pavidalu, į pirmą vietą iškeldami vandenilio atomus, kaip ir neorganinių rūgščių formulėse: H 2 ZnO 2 (1 pav.). Tada ZnO 2 2- bus rūgštinė liekana su 2- krūviu.

Amfoterinio hidroksido ypatybė yra ta, kad jis mažai skiriasi O-H ir Zn-O jungčių stiprumu. Iš čia ir savybių dvilypumas. Reakcijose su rūgštimis, kurios yra pasirengusios paaukoti vandenilio katijonus, cinko hidroksidui naudinga nutraukti Zn-O ryšį, padovanodamas OH grupę ir veikdamas kaip bazė. Dėl tokių reakcijų susidaro druskos, kuriose cinkas yra katijonas, todėl jos vadinamos katijoninėmis druskomis:

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

Amfoteriniai oksidai - druskas sudarantys oksidai, kurie, priklausomai nuo sąlygų, turi bazinių arba rūgščių savybių (ty amfoteriškumą). Susidaro pereinamieji metalai. Amfoteriniuose oksiduose esantys metalai paprastai turi oksidacijos būsenas nuo III iki IV, išskyrus ZnO, BeO, SnO, PbO.

Amfoteriniai oksidai turi dvejopą pobūdį: gali sąveikauti su rūgštimis ir bazėmis (šarmais):

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O,

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.

Tipiški amfoteriniai oksidai :H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Kr 2 O 3 , Fe 2 O 3 ir tt

9. Cheminė termodinamika. Sistemos sampratos, entropija, entalpija, terminis cheminės reakcijos efektas, Heso dėsnis ir jo pasekmė. Reakcijų endoterma ir egzoterma, 1-asis ir 2-asis termodinamikos dėsniai, cheminės reakcijos greitis (įtakojantys veiksniai), Van't Hoffo taisyklė, Van't Hoffo lygtis.

Cheminė termodinamika – mokslas, tiriantis sistemų ir dėsnių stabilumo sąlygas.

Termodinamika – makrosistemų mokslas.

Termodinaminė sistema - makroskopinė aplinkinio pasaulio dalis, kurioje vyksta įvairūs fiziniai ir cheminiai procesai.

Išsklaidyta sistema vadinama nevienalyte sistema, kurioje vienos fazės mažos dalelės tolygiai pasiskirsto kitos fazės tūryje.

Entropija (Iš graikų entropia) – posūkis, transformacija. Entropijos sąvoka pirmą kartą buvo pristatyta termodinamikoje, siekiant nustatyti negrįžtamo energijos išsklaidymo matą. Entropija plačiai naudojama kitose mokslo srityse: statistinėje fizikoje kaip bet kokios makroskopinės būsenos atsiradimo tikimybės matas; informacijos teorijoje – bet kokios patirties (testo) neapibrėžtumo matas, kuris gali turėti skirtingus rezultatus. Visos šios entropijos interpretacijos turi gilų vidinį ryšį.

Entalpija (šiluminė funkcija, šilumos kiekis) - termodinaminis potencialas, apibūdinantis sistemos būseną termodinaminėje pusiausvyroje, pasirenkant slėgį, entropiją ir dalelių skaičių kaip nepriklausomus kintamuosius.

Paprasčiau tariant, entalpija yra ta energija, kurią galima paversti šiluma esant tam tikram pastoviam slėgiui.

Įprasta šiluminius efektus nurodyti termocheminėse cheminių reakcijų lygtyse naudojant sistemos ΔH entalpijos (šilumos kiekio) reikšmes.

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

Endoterminėms reakcijoms ΔH > 0.

Cheminės reakcijos terminis poveikis yra šiluma, išsiskirianti arba sugerta tam tikram reaguojančių medžiagų kiekiui.

Šiluminis reakcijos poveikis priklauso nuo medžiagų būsenos.

Apsvarstykite termocheminę vandenilio ir deguonies reakcijos lygtį:

Šis įrašas reiškia, kad 2 moliams vandenilio reaguojant su 1 moliu deguonies, dujinėje būsenoje susidaro 2 moliai vandens. Tokiu atveju išsiskiria 483,6 (kJ) šilumos.

Heso dėsnis - Izobarinės-izoterminės arba izochorinės-izoterminės sąlygos atliekamos cheminės reakcijos šiluminis efektas priklauso tik nuo pradinių medžiagų ir reakcijos produktų rūšies bei būsenos ir nepriklauso nuo jos atsiradimo kelio.

Heso dėsnio išvados:

Atvirkštinės reakcijos šiluminis efektas lygus pirmyn reakcijos šiluminiam efektui su priešingu ženklu, t.y. reakcijoms

juos atitinkantys šiluminiai efektai yra susieti lygybe

2. Jei dėl eilės nuoseklių cheminių reakcijų sistema patenka į būseną, kuri visiškai sutampa su pradine (žiedinis procesas), tai šių reakcijų šiluminių efektų suma lygi nuliui, t.y. daugybei reakcijų

jų šiluminio poveikio suma

Formavimosi entalpija suprantama kaip 1 molio medžiagos susidarymo iš paprastų medžiagų reakcijos terminis efektas. Paprastai naudojamos standartinės formavimo entalpijos. Jie žymimi arba (dažnai vienas iš indeksų praleidžiamas; f - iš angliškos darinio).

Pirmasis termodinamikos dėsnis - Sistemos vidinės energijos pokytis pereinant iš vienos būsenos į kitą yra lygus išorinių jėgų darbo ir sistemai perduodamos šilumos kiekio sumai.

Pagal pirmąjį termodinamikos dėsnį darbas gali būti atliekamas tik naudojant šilumą ar kitą energijos formą. Vadinasi, darbas ir šilumos kiekis matuojamas tais pačiais vienetais – džauliais (taip pat ir energija).

kur ΔU – vidinės energijos pokytis, A – išorinių jėgų darbas, Q – sistemai perduodamos šilumos kiekis.

Antrasis termodinamikos dėsnis – Neįmanomas procesas, kurio vienintelis rezultatas būtų šilumos perdavimas iš šaltesnio kūno į karštesnį

Van't Hoffo taisyklė teigia, kad kas 10° temperatūros padidėjimas cheminės reakcijos greitis padidėja 2-4 kartus.

Šią taisyklę apibūdinanti lygtis yra tokia:(\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

kur V2 yra reakcijos greitis esant t2 temperatūrai, o V1 yra reakcijos greitis esant temperatūrai t1;

ɣ – reakcijos greičio temperatūros koeficientas.

(jei jis lygus, pavyzdžiui, 2, tada temperatūrai pakilus 10 laipsnių reakcijos greitis padidės 2 kartus). Endoterminės reakcijos

- cheminės reakcijos, kurias lydi šilumos absorbcija. Endoterminių reakcijų atveju entalpijos ir vidinės energijos pokytis turi teigiamas reikšmes (\displaystyle \Delta H>0) (\displaystyle \Delta U>0), todėl reakcijos produktuose yra daugiau energijos nei pradiniuose komponentuose.

Endoterminės reakcijos apima:

metalų redukcijos reakcijos iš oksidų,

elektrolizė (sugeriama elektros energija),

elektrolitinė disociacija (pavyzdžiui, druskų ištirpimas vandenyje),

vandens sprogimas - didelis šilumos kiekis, tiekiamas nedideliam vandens kiekiui, išleidžiamas momentiniam kaitinimui ir skysčio faziniam perėjimui į perkaitintus garus, o vidinė energija didėja ir pasireiškia dviejų garo energijų - intramolekulinės šiluminės energijos pavidalu. ir tarpmolekulinis potencialas.

fotosintezė.

Egzoterminė reakcija - cheminė reakcija kartu su šilumos išsiskyrimu. Endoterminės reakcijos priešingybė.

Bazės, amfoteriniai hidroksidai

Bazės yra sudėtingos medžiagos, susidedančios iš metalo atomų ir vienos ar daugiau hidroksilo grupių (-OH). Bendroji formulė yra Me +y (OH) y, kur y yra hidrokso grupių skaičius, lygus metalo Me oksidacijos laipsniui. Lentelėje parodyta bazių klasifikacija.

Šarminių ir šarminių žemės metalų hidroksidų savybės

1. Vandeniniai šarmų tirpalai yra muiluoti ir keičia indikatorių spalvą: lakmusas – mėlynas, fenolftaleinas – tamsiai raudonas.

2. Vandeniniai tirpalai disocijuoja:

3. Sąveikauja su rūgštimis, vyksta mainų reakcija:

Polirūgštinės bazės gali sudaryti vidutines ir bazines druskas:

4. Reaguoti su rūgštiniais oksidais, sudarydami terpę ir rūgštines druskas, priklausomai nuo rūgšties, atitinkančios šį oksidą, šarmiškumo:

5. Sąveika su amfoteriniais oksidais ir hidroksidais:

a) sintezė:

b) tirpaluose:

6. Sąveika su vandenyje tirpiomis druskomis, jei susidaro nuosėdos arba dujos:

Netirpios bazės (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 ir kt.) sąveikauja su rūgštimis ir suyra kaitinant:

Amfoteriniai hidroksidai

Amfoteriniai junginiai yra junginiai, kurie, priklausomai nuo sąlygų, gali būti ir vandenilio katijonų donorais ir pasižymėti rūgštinėmis savybėmis, ir jų akceptoriais, t.y., pasižymėti bazinėmis savybėmis.

Amfoterinių junginių cheminės savybės

1. Sąveikaujant su stipriomis rūgštimis, jos pasižymi pagrindinėmis savybėmis:

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

2. Sąveikaujant su šarmais – stipriomis bazėmis, jos pasižymi rūgštinėmis savybėmis:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( kompleksinė druska)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( kompleksinė druska)

Kompleksiniai junginiai yra tie, kuriuose donoro-akceptoriaus mechanizmu susidaro bent viena kovalentinė jungtis.

Bendrasis bazių paruošimo būdas paremtas mainų reakcijomis, kurių pagalba galima gauti ir netirpias, ir tirpias bazes.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

Kai šiuo metodu gaunamos tirpios bazės, nusėda netirpi druska.

Ruošiant vandenyje netirpias bazes, turinčias amfoterinių savybių, reikia vengti šarmų pertekliaus, nes gali ištirpti amfoterinė bazė, pvz.:

AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl

Tokiais atvejais amonio hidroksidas naudojamas hidroksidams gauti, kuriuose amfoteriniai hidroksidai netirpsta:

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

Sidabro ir gyvsidabrio hidroksidai taip lengvai skyla, kad bandant juos gauti mainų reakcijos būdu, vietoj hidroksidų nusėda oksidai:

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

Pramonėje šarmai dažniausiai gaunami elektrolizuojant vandeninius chloridų tirpalus.

2NaCl + 2H2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

Taip pat šarmų galima gauti šarminiams ir šarminiams žemės metalams arba jų oksidams reaguojant su vandeniu.

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

Rūgštys

Rūgštys yra sudėtingos medžiagos, kurių molekulės susideda iš vandenilio atomų, kuriuos galima pakeisti metalo atomais ir rūgštinėmis liekanomis. Normaliomis sąlygomis rūgštys gali būti kietos (fosforo H 3 PO 4; silicio H 2 SiO 3) ir skystos (gryna forma sieros rūgštis H 2 SO 4 bus skystis).

Dujos, tokios kaip vandenilio chloridas HCl, vandenilio bromidas HBr, vandenilio sulfidas H 2 S vandeniniuose tirpaluose sudaro atitinkamas rūgštis. Kiekvienos rūgšties molekulės disociacijos metu susidarančių vandenilio jonų skaičius lemia rūgšties liekanos (anijono) krūvį ir rūgšties šarmiškumą.

Pagal protolitinė rūgščių ir bazių teorija, vienu metu pasiūlė danų chemikas Brønsted ir anglų chemikas Lowry, rūgštis yra medžiaga atsiskyrimas su šia reakcija protonai, A pagrindu- medžiaga, kuri gali priimti protonus.

rūgštis → bazė + H +

Remiantis tokiomis idėjomis, aišku pagrindinės amoniako savybės, kuris dėl vienišos elektronų poros buvimo prie azoto atomo sąveikaudamas su rūgštimis efektyviai priima protoną, per donoro-akceptoriaus ryšį sudarydamas amonio joną.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

rūgšties bazė rūgštinė bazė

Bendresnis rūgščių ir bazių apibrėžimas pasiūlė amerikiečių chemikas G. Lewisas. Jis teigė, kad rūgščių ir šarmų sąveika yra visiškai nebūtinai atsiranda perkeliant protonus. Lewiso rūgščių ir bazių nustatymui cheminėse reakcijose pagrindinis vaidmuo tenka elektronų poros

Vadinami katijonai, anijonai arba neutralios molekulės, galinčios priimti vieną ar daugiau elektronų porų Lewiso rūgštys.

Pavyzdžiui, aliuminio fluoridas AlF 3 yra rūgštis, nes sąveikaudama su amoniaku gali priimti elektronų porą.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Katijonai, anijonai arba neutralios molekulės, galinčios paaukoti elektronų poras, vadinamos Lewiso bazėmis (amoniakas yra bazė).

Lewiso apibrėžimas apima visus rūgščių-šarmų procesus, nagrinėtus anksčiau pasiūlytose teorijose. Lentelėje palyginamos šiuo metu naudojamos rūgščių ir bazių apibrėžtys.

Rūgščių nomenklatūra

Kadangi yra įvairių rūgščių apibrėžimų, jų klasifikacija ir nomenklatūra yra gana savavališka.

Pagal vandenilio atomų, galinčių pasišalinti vandeniniame tirpale, skaičių, rūgštys skirstomos į vienbazis(pvz., HF, HNO 2), dvibazis(H 2 CO 3, H 2 SO 4) ir tribazinis(H 3 PO 4).

Pagal rūgšties sudėtį jie skirstomi į be deguonies(HCl, H2S) ir turintis deguonies(HClO 4, HNO 3).

Paprastai deguonies turinčių rūgščių pavadinimai yra kilę iš nemetalo pavadinimo pridedant galūnes -kai, -vaya, jei nemetalo oksidacijos būsena lygi grupės skaičiui. Kai oksidacijos būsena mažėja, priesagos keičiasi (mažėjančio metalo oksidacijos laipsnio tvarka): - nepermatomas, surūdijęs, - oviškas:

Jei atsižvelgsime į vandenilio ir nemetalinės jungties poliškumą per tam tikrą laikotarpį, šios jungties poliškumą galime lengvai susieti su elemento padėtimi periodinėje lentelėje. Iš metalo atomų, kurie lengvai praranda valentinius elektronus, vandenilio atomai priima šiuos elektronus, sudarydami stabilų dviejų elektronų apvalkalą, kaip helio atomo apvalkalą, ir duoda joninius metalų hidridus.

Periodinės lentelės III-IV grupių elementų vandenilio junginiuose boras, aliuminis, anglis ir silicis sudaro kovalentinius, silpnai polinius ryšius su vandenilio atomais, kurie nėra linkę į disociaciją. Periodinės lentelės V-VII grupių elementams per periodą nemetalo ir vandenilio jungties poliškumas didėja didėjant atomo krūviui, tačiau krūvių pasiskirstymas gautame dipolyje yra kitoks nei elementų vandenilio junginiuose, linkę paaukoti elektronus. Nemetalų atomai, kuriems reikia kelių elektronų, kad užbaigtų elektronų apvalkalą, pritraukia (poliarizuoja) porą jungiančių elektronų, kuo stipriau, tuo didesnis branduolio krūvis. Todėl serijose CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF arba SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl ryšiai su vandenilio atomais, likdami kovalentiškais, tampa poliariškesni, o vandenilio atomas elemento-vandenilio ryšio dipolis tampa elektropozityvesnis. Jei polinės molekulės atsiduria poliniame tirpiklyje, gali įvykti elektrolitinės disociacijos procesas.

Aptarkime deguonies turinčių rūgščių elgesį vandeniniuose tirpaluose. Šios rūgštys turi H-O-E ryšį ir, žinoma, H-O jungties poliškumą įtakoja O-E jungtis. Todėl šios rūgštys, kaip taisyklė, išsiskiria lengviau nei vanduo.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Pažvelkime į kelis pavyzdžius deguonies turinčių rūgščių savybės, sudaryti iš elementų, galinčių turėti skirtingą oksidacijos laipsnį. Yra žinoma, kad hipochloro rūgštis HClO labai silpnas chloro rūgštis HClO 2 taip pat silpnas, bet stipresnis už hipochlorinę, hipochlorinę rūgštį HClO 3 stiprus. Perchloro rūgštis HClO 4 yra viena iš stipriausias neorganinės rūgštys.

Rūgštinei disociacijai (pašalinus H joną) būtina suskaidyti O-H ryšį. Kaip galėtume paaiškinti šio ryšio stiprumo sumažėjimą serijoje HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Šioje serijoje didėja deguonies atomų, susijusių su centriniu chloro atomu, skaičius. Kiekvieną kartą, kai susidaro nauja deguonies ir chloro jungtis, elektronų tankis imamas iš chloro atomo, taigi ir iš O-Cl viengubos jungties. Dėl to elektronų tankis iš dalies palieka O-H ryšį, kuris dėl to susilpnėja.

Šis modelis - rūgščių savybių stiprinimas didėjant centrinio atomo oksidacijos laipsniui - būdingas ne tik chlorui, bet ir kitiems elementams. Pavyzdžiui, azoto rūgštis HNO 3, kurioje azoto oksidacijos laipsnis yra +5, yra stipresnė už azoto rūgštį HNO 2 (azoto oksidacijos laipsnis +3); sieros rūgštis H 2 SO 4 (S +6) yra stipresnė už sieros rūgštį H 2 SO 3 (S +4).

Rūgščių gavimas

1. Galima gauti rūgščių be deguonies tiesiogiai sujungiant nemetalus su vandeniliu.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Galima gauti kai kurių deguonies turinčių rūgščių rūgščių oksidų sąveika su vandeniu.

3. Galima gauti ir be deguonies, ir turinčių deguonies rūgščių dėl metabolinių reakcijų tarp druskų ir kitų rūgščių.

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 (konc.) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

4. Kai kurias rūgštis galima gauti naudojant redokso reakcijos.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3P + 5HNO3 + 2H2O = ZN3PO4 + 5NO2

Rūgštus skonis, poveikis indikatoriams, elektrinis laidumas, sąveika su metalais, baziniais ir amfoteriniais oksidais, bazėmis ir druskomis, esterių susidarymas su alkoholiais – šios savybės būdingos neorganinėms ir organinėms rūgštims.

Galima suskirstyti į dvi reakcijas:

1) bendras Už rūgštys reakcijos siejamos su vandeninio tirpalo H 3 O + susidarymu hidronio jonu;

2) specifinis(t.y. būdingos) reakcijos specifinės rūgštys.

Vandenilio jonas gali patekti į redokso reakcija, redukcija iki vandenilio, taip pat sudėtinėje reakcijoje su neigiamai įkrautomis arba neutraliomis dalelėmis, turinčiomis pavienes elektronų poras, t.y rūgščių-šarmų reakcijos.

Bendrosios rūgščių savybės apima rūgščių reakcijas su metalais įtampos serijoje iki vandenilio, pavyzdžiui:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Rūgščių-šarmų reakcijos apima reakcijas su baziniais oksidais ir bazėmis, taip pat su tarpinėmis, bazinėmis ir kartais rūgštinėmis druskomis.

2 CO 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

Atkreipkite dėmesį, kad daugiabazės rūgštys disocijuoja laipsniškai, o kiekviename paskesniame etape disociacija yra sunkesnė, todėl esant rūgšties pertekliui, dažniausiai susidaro rūgštinės, o ne vidutinės druskos.

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 + H 2 S = KHS + H 2 O

Iš pirmo žvilgsnio rūgščių druskų susidarymas gali pasirodyti stebinantis vienbazis vandenilio fluorido rūgštis. Tačiau šį faktą galima paaiškinti. Skirtingai nuo visų kitų vandenilio halogeninių rūgščių, vandenilio fluorido rūgštis tirpaluose yra iš dalies polimerizuota (dėl vandenilio jungčių susidarymo) ir joje gali būti įvairių dalelių (HF) X, būtent H 2 F 2, H 3 F 3 ir kt.

Ypatingas rūgščių ir šarmų pusiausvyros atvejis - rūgščių ir bazių reakcijos su indikatoriais, kurie keičia spalvą priklausomai nuo tirpalo rūgštingumo. Rodikliai naudojami kokybinėje analizėje rūgštims ir bazėms aptikti sprendimuose.

Dažniausiai naudojami rodikliai yra lakmusas(V neutralus aplinką violetinė, V rūgštus - raudona, V šarminis - mėlyna), metilo oranžinė(V rūgštus aplinką raudona, V neutralus - oranžinė, V šarminis - geltona), fenolftaleinas(V labai šarminis aplinką aviečių raudona, V neutralus ir rūgštus - bespalvis).

Specifinės savybės skirtingos rūgštys gali būti dviejų tipų: pirma, reakcijos, lemiančios susidarymą netirpios druskos, ir antra, redoksinės transformacijos. Jei reakcijos, susijusios su H + jono buvimu, yra bendros visoms rūgštims (kokybinės rūgščių nustatymo reakcijos), specifinės reakcijos naudojamos kaip kokybinės atskirų rūgščių reakcijos:

Ag + + Cl - = AgCl (baltos nuosėdos)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (baltos nuosėdos)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (geltonos nuosėdos)

Kai kurios specifinės rūgščių reakcijos atsiranda dėl jų redoksinių savybių.

Anoksinės rūgštys vandeniniame tirpale gali būti tik oksiduotos.

2KMnO4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Deguonies turinčios rūgštys gali būti oksiduojamos tik tuo atveju, jei jose esantis centrinis atomas yra žemesnės arba vidutinės oksidacijos būsenos, kaip, pavyzdžiui, sieros rūgštyje:

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

Daugelis deguonies turinčių rūgščių, kurių centrinis atomas turi didžiausią oksidacijos būseną (S +6, N +5, Cr +6), pasižymi stiprių oksidatorių savybėmis. Koncentruotas H 2 SO 4 yra stiprus oksidatorius.

Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

C + 2H 2 SO 4 (konc.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Reikėtų prisiminti, kad:

• Rūgščių tirpalai reaguoja su metalais, esančiais kairėje nuo vandenilio elektrocheminėje įtampos serijoje, veikiant tam tikroms sąlygoms, iš kurių svarbiausia yra tirpios druskos susidarymas reakcijos metu. HNO 3 ir H 2 SO 4 (konc.) sąveika su metalais vyksta skirtingai.

Koncentruota sieros rūgštis šaltai pasyvina aliuminį, geležį ir chromą.

• Vandenyje rūgštys disocijuoja į vandenilio katijonus ir rūgščių liekanų anijonus, pavyzdžiui:

• Neorganinės ir organinės rūgštys reaguoja su baziniais ir amfoteriniais oksidais, jei susidaro tirpi druska:

• Abi rūgštys reaguoja su bazėmis. Polibazinės rūgštys gali sudaryti ir tarpines, ir rūgštines druskas (tai yra neutralizacijos reakcijos):

• Reakcija tarp rūgščių ir druskų vyksta tik tada, kai susidaro nuosėdos arba dujos:

H 3 PO 4 sąveika su kalkakmeniu nutrūks dėl to, kad paviršiuje susidarys paskutinės netirpios Ca 3 (PO 4) 2 nuosėdos.

Azoto HNO 3 ir koncentruotų sieros H 2 SO 4 (konc.) rūgščių savybių ypatumus lemia tai, kad joms sąveikaujant su paprastomis medžiagomis (metalais ir nemetalais), oksidatoriai nebus H + katijonai. , bet nitratų ir sulfatų jonai. Logiška tikėtis, kad dėl tokių reakcijų susidaro ne vandenilis H2, o kitos medžiagos: būtinai druska ir vanduo, taip pat vienas iš nitratų ar sulfatų jonų redukcijos produktų, priklausomai nuo koncentracijos. rūgščių, metalo padėtis įtampos serijoje ir reakcijos sąlygos (temperatūra, metalo šlifavimo laipsnis ir kt.).

Šios HNO 3 ir H 2 SO 4 (konc.) cheminės elgsenos ypatybės aiškiai iliustruoja cheminės sandaros teorijos tezę apie atomų tarpusavio įtaką medžiagų molekulėse.

Nepastovumo ir stabilumo (stabilumo) sąvokos dažnai painiojamos. Lakiosios rūgštys yra rūgštys, kurių molekulės lengvai pereina į dujinę būseną, tai yra, išgaruoja. Pavyzdžiui, druskos rūgštis yra laki, bet stabili rūgštis. Neįmanoma spręsti apie nestabilių rūgščių nepastovumą. Pavyzdžiui, nelaki, netirpi silicio rūgštis skyla į vandenį ir SiO 2. Vandeniniai druskos, azoto, sieros, fosforo ir daugelio kitų rūgščių tirpalai yra bespalviai. Vandeninis chromo rūgšties H 2 CrO 4 tirpalas yra geltonos spalvos, o mangano rūgšties HMnO 4 – tamsiai raudonos spalvos.

Etaloninė medžiaga testui atlikti:

Periodinė lentelė

Tirpumo lentelė

1) Reakcijose su rūgštimis šie junginiai pasižymi tokiomis bazinėmis savybėmis kaip paprastos bazės:

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O; Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O.

2) Reakcijoje su bazėmis amfoteriniai hidroksidai pasižymi rūgštinėmis savybėmis ir sudaro druskas. Šiuo atveju amfoterinis metalas yra rūgšties anijono dalis. Priklausomai nuo reakcijos sąlygų, amfoteriniai metalai gali sudaryti skirtingas rūgščių liekanas:

Vandeniniame tirpale:

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

Lydant kietas medžiagas:

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

Oksidai

Oksidai yra medžiagos, susidedančios iš dviejų elementų, iš kurių vienas yra deguonis, kuris yra -2 oksidacijos būsenoje. Pagal savybes jie skirstomi į bazinius, amfoterinius ir rūgštinius.

Pagrindiniai oksidai - Tai metalų oksidai, turintys pagrindines savybes. Tai apima daugumą metalų oksidų, kurių oksidacijos būsenos +1 ir +2.

Amfoteriniai oksidai– priklausomai nuo sąlygų, jie gali pasižymėti bazinėmis arba rūgštinėmis savybėmis. Tai apima daugumos metalų oksidus, kurių oksidacijos laipsnis yra +3 ir +4, taip pat kai kuriuos metalų oksidus, kurių oksidacijos būsenos +2, pavyzdžiui, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, ZnO, BeO.

Rūgštiniai oksidai– tai nemetalų oksidai ir metalų oksidai, kuriuose metalo oksidacijos laipsnis yra +5 arba aukštesnė. Šie oksidai pasižymi rūgštinėmis savybėmis ir sudaro rūgštis.

Bazinių oksidų savybės

1) Baziniai oksidai reaguoja su vandeniu, jei susidaro tirpus hidroksidas:

CaO + H2O → Ca(OH)2; Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2) Baziniai oksidai gali reaguoti su rūgštiniais oksidais:

CaO + SO 3 → CaSO 4; Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3.

3) Baziniai oksidai reaguoja su rūgštimis:

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

Amfoterinių oksidų savybės

1) Jie reaguoja su rūgštimis kaip įprasti baziniai oksidai:

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

2) Reakcijose su bazėmis jie pasižymi rūgštinėmis savybėmis ir sudaro tuos pačius rūgštinius anijonus kaip ir amfoteriniai hidroksidai:

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3;

ZnO + 2NaOH + H2O → Na 2.

Lydant kietas medžiagas:

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

Rūgščių oksidų savybės

1) Reaguokite su vandeniu, jei gaunama tirpi rūgštis:

SO3 + H2O → H2SO4; P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4.

2) Rūgštiniai oksidai gali reaguoti su baziniais oksidais:

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

3) Rūgštiniai oksidai reaguoja su bazėmis:

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

Druskos

Druskos- tai medžiagos, kurių pirminės disociacijos metu nesusidaro nei H +, nei OH - jonai. Tai rūgščių ir bazių sąveikos produktai.

Pavyzdžiui: NaCl=Na + +Cl - ;

Ca(HCO 3) 2 = Ca 2+ + 2HCO 3 - ;

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

Vidutinės druskos susideda iš anijonų ir katijonų, kuriuose nėra H + ir OH -, pavyzdžiui: Na 2 SO 4 - natrio sulfatas, CaCO 3 - kalcio karbonatas. Rūgščių druskose yra vandenilio katijonas H +, pavyzdžiui: NaHCO 3 – natrio bikarbonatas. Bazinėse druskose yra OH – anijono, pavyzdžiui (CaOH) 2 CO 3 – kalcio hidroksikarbonatas.

Visų druskų cheminėms savybėms būdingos mainų reakcijos.

1) Druskos gali reaguoti su rūgštimis:

a) stipri rūgštis išstumia silpną rūgštį iš savo druskos.

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

b) Daugiabazinė rūgštis gali reaguoti su savo vidurine druska, sudarydama rūgščiąsias druskas.

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

2) Tirpios druskos gali reaguoti su tirpiomis bazėmis, jei reakcijos metu susidaro netirpi medžiaga:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 ;

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

3) Dvi tirpios druskos gali reaguoti viena su kita, jei reakcijos metu susidaro netirpi medžiaga:

NaCl + AgNO 3 → NaNO 3 + AgCl↓.

4) Druskos gali reaguoti su metalais. Šiose reakcijose aktyvusis metalas išstumia mažiau aktyvų metalą iš savo druskos.

Yra hidroksidų, kurie reaguoja ir su rūgštimis, ir su bazėmis, priklausomai nuo sąlygų. Šie junginiai, pasižymintys dviguba prigimtimi, vadinami amfoteriniais hidroksidais. Jas, kaip ir visas bazes, sudaro metalo katijonas ir hidroksido jonas. Tik tie hidroksidai, kuriuose yra šių metalų, gali veikti kaip rūgštys ir bazės: Be, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr(III) ir kt. Kaip matyti iš D periodinės lentelės. IR. Mendelejevo, dvigubos prigimties hidroksidai sudaro metalus, kurie yra arčiausiai nemetalų. Manoma, kad tokie elementai yra pereinamosios formos, o skirstymas į metalus ir nemetalus yra gana savavališkas.

Amfoteriniai hidroksidai – tai kietos, miltelių pavidalo, smulkiai kristalinės medžiagos, kurios dažniausiai būna baltos spalvos, netirpsta vandenyje ir silpnai laidžios srovei (silpni elektrolitai). Tačiau kai kurios iš šių bazių gali ištirpti rūgštyse ir šarmuose. „Dvigubų junginių“ disociacija vandeniniuose tirpaluose vyksta pagal rūgščių ir bazių tipą. Taip yra dėl to, kad laikymo jėga tarp metalo ir deguonies atomų (Me—O) bei tarp deguonies ir vandenilio atomų (O—H) yra praktiškai vienoda, t.y. Me - O - H. Todėl šie ryšiai nutrūks vienu metu, ir šios medžiagos išsiskirs į H+ katijonus ir OH- anijonus.

Amfoterinis hidroksidas – Be(OH)2 – padės patvirtinti šių junginių dvejopą prigimtį. Panagrinėkime berilio hidroksido sąveiką su rūgštimi ir baze.

1. Be(OH) 2 + 2HCl -BeCl 2 +2H 2 O.

2. Be(OH) 2 + 2KOH - K 2 - kalio tetrahidroksoberiliatas.

Pirmuoju atveju vyksta neutralizacijos reakcija, kurios rezultatas – druskos ir vandens susidarymas. Antruoju atveju reakcijos produktas bus būdingas visiems be išimties hidroksidams, tačiau sąveika su jų rūšimi būdinga tik amfoteriniams. Tokias dvejopas savybes parodys ir kiti amfoteriniai junginiai – oksidai ir patys metalai, iš kurių jie susidaro.

Kitos tokių hidroksidų cheminės savybės bus būdingos visoms bazėms:

1. Terminis skilimas, reakcijos produktai - atitinkamas oksidas ir vanduo: Be(OH) 2 -BeO+H 2 O.

Taip pat reikia atsiminti, kad yra medžiagų, su kuriomis amfoteriniai hidroksidai nesąveikauja, t.y. neveikia, tai:

1. nemetalai;
2. metalai;
3. netirpios bazės;
4. amfoteriniai hidroksidai.
5. vidutinės druskos.

Šie junginiai gaunami nusodinant atitinkamus druskos tirpalus su šarmu:

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

Kai kurių elementų druskos šios reakcijos metu sudaro hidratą, kurio savybės beveik visiškai atitinka dvigubo pobūdžio hidroksidų savybes. Pačios bazės, turinčios dvigubas savybes, yra įtrauktos į mineralų sudėtį, kurios pavidalu jie randami gamtoje (boksitas, goetitas ir kt.).

Taigi amfoteriniai hidroksidai yra tie, kurie, priklausomai nuo su jais reaguojančios medžiagos pobūdžio, gali veikti kaip bazės arba rūgštys. Dažniausiai jie atitinka amfoterinius oksidus, kuriuose yra atitinkamas metalas (ZnO-Zn(OH) 2; BeO - Be(OH) 2) ir kt.).