3. Idrossidi
Tra i composti multielemento, un gruppo importante è quello degli idrossidi. Alcuni di essi mostrano le proprietà delle basi (idrossidi basici) - NaOH, Ba(OH ) 2, ecc.; altri mostrano le proprietà degli acidi (idrossidi acidi) - HNO3, H3PO4 e altri. Ci sono anche idrossidi anfoteri, capace, a seconda delle condizioni, di mostrare sia le proprietà delle basi che quelle degli acidi - Zn (OH) 2, Al (OH) 3, ecc.
3.1. Classificazione, preparazione e proprietà delle basi
Dal punto di vista della teoria della dissociazione elettrolitica, le basi (idrossidi basici) sono sostanze che si dissociano in soluzioni per formare ioni idrossido OH - .
Secondo la nomenclatura moderna, vengono solitamente chiamati idrossidi di elementi, indicando, se necessario, la valenza dell'elemento (in numeri romani tra parentesi): KOH - idrossido di potassio, idrossido di sodio NaOH , idrossido di calcio Ca(OH ) 2, idrossido di cromo ( II)-Cr(OH ) 2, idrossido di cromo ( III) - Cr(OH) 3.
Idrossidi metallici solitamente divisi in due gruppi: solubile in acqua(formato da metalli alcalini e alcalino terrosi - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba e quindi chiamati alcali) e insolubile in acqua. La principale differenza tra loro è la concentrazione di ioni OH - nelle soluzioni alcaline è piuttosto elevato, ma per le basi insolubili è determinato dalla solubilità della sostanza e solitamente è molto piccolo. Tuttavia, piccole concentrazioni di equilibrio dello ione OH - anche nelle soluzioni di basi insolubili vengono determinate le proprietà di questa classe di composti.
Secondo il numero di gruppi idrossilici (acidità) , suscettibili di essere sostituiti da un residuo acido, si distinguono:
Basi monoacide - KOH, NaOH;
Basi diacidi - Fe(OH)2, Ba(OH)2;
Basi triacide - Al(OH)3, Fe(OH)3.
Ottenere motivi
1. Il metodo generale per preparare le basi è una reazione di scambio, con l'aiuto della quale si possono ottenere sia basi insolubili che solubili:
CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 ↓ + K2SO4 ,
K2SO4 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3↓ .
Quando si ottengono basi solubili con questo metodo, precipita un sale insolubile.
Quando si preparano basi insolubili in acqua con proprietà anfotere, si dovrebbe evitare un eccesso di alcali, poiché potrebbe verificarsi la dissoluzione della base anfotera, ad esempio,
AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,
Al(OH)3 + KOH = K.
In questi casi, l'idrossido di ammonio viene utilizzato per ottenere idrossidi, in cui gli ossidi anfoteri non si dissolvono:
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Gli idrossidi di argento e mercurio si decompongono così facilmente che quando si cerca di ottenerli mediante reazione di scambio, invece degli idrossidi, precipitano gli ossidi:
2AgNO3 + 2KOH = Ag2O ↓ + H2O + 2KNO3.
2. Gli alcali nella tecnologia sono solitamente ottenuti mediante elettrolisi di soluzioni acquose di cloruri:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2.
(reazione di elettrolisi totale)
Gli alcali possono anche essere ottenuti facendo reagire i metalli alcalini e alcalino terrosi o i loro ossidi con acqua:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2,
SrO + H2O = Sr(OH)2.
Proprietà chimiche delle basi
1. Tutte le basi insolubili in acqua si decompongono quando riscaldate per formare ossidi:
2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca(OH)2 = CaO + H2O.
2. La reazione più caratteristica delle basi è la loro interazione con gli acidi: la reazione di neutralizzazione. In esso entrano sia gli alcali che le basi insolubili:
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O,
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.
3. Gli alcali interagiscono con gli ossidi acidi e anfoteri:
2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O,
2NaOH + Al2O3 = 2NaAlO2 + H2O.
4. Le basi possono reagire con i sali acidi:
2NaHSO3 + 2KOH = Na2SO3 + K2SO3 + 2H2O,
Ca(HCO3)2 + Ba(OH)2 = BaCO3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.
Cu(OH)2 + 2NaHSO4 = CuSO4 + Na2SO4 + 2H2O.
5. È necessario sottolineare in particolare la capacità delle soluzioni alcaline di reagire con alcuni non metalli (alogeni, zolfo, fosforo bianco, silicio):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (al freddo),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (quando riscaldato),
6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O,
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2,
2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2.
6. Inoltre, soluzioni concentrate di alcali, quando riscaldate, sono anche in grado di sciogliere alcuni metalli (quelli i cui composti hanno proprietà anfotere):
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2,
Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2.
Le soluzioni alcaline hanno un pH> 7 (ambiente alcalino), cambia il colore degli indicatori (cartina di tornasole - blu, fenolftaleina - viola).
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina
Una delle classi difficili sostanze inorganiche- motivi. Si tratta di composti che includono atomi di metallo e un gruppo ossidrile, che può essere scisso quando interagisce con altre sostanze.
Struttura
Le basi possono contenere uno o più gruppi idrossilici. La formula generale delle basi è Me(OH)x. C'è sempre un atomo di metallo e il numero di gruppi idrossilici dipende dalla valenza del metallo. In questo caso, la valenza del gruppo OH è sempre I. Ad esempio, nel composto NaOH, la valenza del sodio è I, quindi c'è un gruppo ossidrile. Alla base Mg(OH) 2 la valenza del magnesio è II, Al(OH) 3 la valenza dell'alluminio è III.
Il numero di gruppi idrossilici può variare nei composti con metalli con valenza variabile. Ad esempio Fe(OH)2 e Fe(OH)3. In questi casi, la valenza è indicata tra parentesi dopo il nome: idrossido di ferro (II), idrossido di ferro (III).
Proprietà fisiche
Le caratteristiche e l'attività della base dipendono dal metallo. La maggior parte delle basi sono solide bianco senza odore. Tuttavia, alcuni metalli conferiscono alla sostanza un colore caratteristico. Ad esempio, CuOH ha giallo, Ni(OH) 2 - verde chiaro, Fe(OH) 3 - rosso-marrone.
Riso. 1. Alcali allo stato solido.
Tipi
Le basi sono classificate secondo due criteri:
- per numero di gruppi OH- monoacido e multiacido;
- dalla solubilità in acqua- alcali (solubili) e insolubili.
Gli alcali sono formati da metalli alcalini: litio (Li), sodio (Na), potassio (K), rubidio (Rb) e cesio (Cs). Inoltre, i metalli attivi che formano alcali includono i metalli alcalino terrosi: calcio (Ca), stronzio (Sr) e bario (Ba).
Questi elementi formano le seguenti basi:
- LiOH;
- NaOH;
- RbOH;
- CsOH;
- Ca(OH)2;
- Sr(OH)2;
- Ba(OH)2.
Tutte le altre basi, ad esempio Mg(OH) 2, Cu(OH) 2, Al(OH) 3, sono classificate come insolubili.
In un altro modo, gli alcali sono chiamati basi forti e gli alcali insolubili sono chiamati basi deboli. Durante la dissociazione elettrolitica, gli alcali cedono rapidamente un gruppo ossidrile e reagiscono più rapidamente con altre sostanze. Le basi insolubili o deboli sono meno attive perché non donare un gruppo ossidrile.
Riso. 2. Classificazione delle basi.
Gli idrossidi anfoteri occupano un posto speciale nella sistematizzazione delle sostanze inorganiche. Interagiscono sia con gli acidi che con le basi, ad es. A seconda delle condizioni si comportano come un alcali o un acido. Questi includono Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 e altre basi.
Ricevuta
I motivi ottengono diversi modi. La più semplice è l'interazione del metallo con l'acqua:
Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2.
Gli alcali si ottengono facendo reagire l'ossido con acqua:
Na2O + H2O → 2NaOH.
Basi insolubili si ottengono come risultato dell'interazione degli alcali con i sali:
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4.
Proprietà chimiche
Di base Proprietà chimiche le basi sono descritte nella tabella.
|
Reazioni |
Ciò che si forma |
Esempi |
|
Con acidi |
Sale e acqua. Le basi insolubili reagiscono solo con gli acidi solubili |
Cu(OH)2 ↓ + H2SO4 → CuSO4 +2H2O |
|
Decomposizione ad alta temperatura |
Ossido di metallo e acqua |
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O |
|
Con ossidi acidi (gli alcali reagiscono) |
NaOH + CO2 → NaHCO3 |
|
|
Con non metalli (entrano gli alcali) |
Sale e idrogeno |
2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + H 2 |
|
Scambia con i sali |
Idrossido e sale |
Ba(OH)2 + Na2SO4 → 2NaOH + BaSO4 ↓ |
|
Alcali con alcuni metalli |
Sale complesso e idrogeno |
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2 |
Utilizzando l'indicatore, viene effettuato un test per determinare la classe della base. Quando interagisce con una base, la tornasole diventa blu, la fenolftaleina diventa cremisi e l'arancio metilico diventa giallo.
Riso. 3. Reazione degli indicatori alle basi.
Cosa abbiamo imparato?
Dalla lezione di chimica di terza media abbiamo imparato le caratteristiche, la classificazione e l'interazione delle basi con altre sostanze. Motivi - sostanze complesse, costituito da un metallo e un gruppo ossidrile OH. Si dividono in solubili o alcalini ed insolubili. Gli alcali sono basi più aggressive che reagiscono rapidamente con altre sostanze. Le basi si ottengono facendo reagire un metallo o un ossido metallico con acqua, nonché mediante la reazione di un sale e di un alcali. Le basi reagiscono con acidi, ossidi, sali, metalli e non metalli e si decompongono anche ad alte temperature.
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a) acquisizione delle motivazioni.
1) Il metodo generale per preparare le basi è una reazione di scambio, con l'aiuto della quale si possono ottenere sia basi insolubili che solubili:
CuSO 4 + 2 KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4,
K2CO3 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3 .
Quando si ottengono basi solubili con questo metodo, precipita un sale insolubile.
2) Gli alcali possono anche essere ottenuti facendo reagire i metalli alcalini e alcalino terrosi o i loro ossidi con acqua:
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2,
SrO + H2O = Sr(OH)2.
3) Gli alcali nella tecnologia sono solitamente ottenuti mediante elettrolisi di soluzioni acquose di cloruri:
B)chimicoproprietà delle basi.
1) La reazione più caratteristica delle basi è la loro interazione con gli acidi: la reazione di neutralizzazione. In esso entrano sia gli alcali che le basi insolubili:
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O,
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.
2) È stato mostrato sopra come gli alcali interagiscono con gli ossidi acidi e anfoteri.
3) Quando gli alcali interagiscono con i sali solubili, si formano un nuovo sale e una nuova base. Tale reazione procede fino al completamento solo quando precipita almeno una delle sostanze risultanti.
FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3 + 3 KCl
4) Quando riscaldate, la maggior parte delle basi, ad eccezione degli idrossidi di metalli alcalini, si decompongono nel corrispondente ossido e acqua:
2 Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca(OH)2 = CaO + H2O.
ACIDI – sostanze complesse le cui molecole sono costituite da uno o più atomi di idrogeno e da un residuo acido. La composizione degli acidi può essere espressa con la formula generale H x A, dove A è il residuo acido. Gli atomi di idrogeno negli acidi possono essere sostituiti o scambiati con atomi di metallo, con conseguente formazione di sali.
Se un acido contiene uno di questi atomo di idrogeno, allora è un acido monobasico (HCl - cloridrico, HNO 3 - nitrico, HСlO - ipocloroso, CH 3 COOH - acetico); due atomi di idrogeno - acidi dibasici: H 2 SO 4 - solforico, H 2 S - idrogeno solforato; tre atomi di idrogeno sono tribasici: H 3 PO 4 – ortofosforico, H 3 AsO 4 – ortoarsenico.
A seconda della composizione del residuo acido, gli acidi sono suddivisi in privi di ossigeno (H 2 S, HBr, HI) e contenenti ossigeno (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). Nelle molecole di acidi contenenti ossigeno, gli atomi di idrogeno sono collegati tramite l'ossigeno all'atomo centrale: H – O – E. I nomi degli acidi privi di ossigeno sono formati dalla radice del nome russo di un non metallo, la vocale di connessione - O- e la parola “idrogeno” (H 2 S – idrogeno solforato). I nomi degli acidi contenenti ossigeno sono dati come segue: se il non metallo (meno spesso un metallo) incluso nel residuo acido si trova nel più alto grado di ossidazione, i suffissi vengono aggiunti alla radice del nome russo dell'elemento -N-, -ev-, O - ov- e poi il finale -e io-(H 2 SO 4 - zolfo, H 2 CrO 4 - cromo). Se lo stato di ossidazione dell'atomo centrale è inferiore, viene utilizzato il suffisso -ist-(H 2 SO 3 – solforoso). Se un non metallo forma più acidi, vengono utilizzati altri suffissi (HClO - cloro ovatista sì, HClO 2 – cloro è sì, HClO 3 – cloro ovat sì, HClO 4 – cloro N e io).
CON 
Dal punto di vista della teoria della dissociazione elettrolitica, gli acidi sono elettroliti che in soluzione acquosa si dissociano per formare solo ioni idrogeno come cationi:
N x A x N + + A x-
La presenza di ioni H+ provoca il cambiamento di colore degli indicatori nelle soluzioni acide: tornasole (rosso), arancio metilico (rosa).
Preparazione e proprietà degli acidi
UN) produzione di acidi.
1) Gli acidi privi di ossigeno possono essere ottenuti combinando direttamente i non metalli con l'idrogeno e quindi sciogliendo i gas corrispondenti in acqua:
2) Gli acidi contenenti ossigeno possono spesso essere ottenuti facendo reagire gli ossidi acidi con acqua.
3) Sia gli acidi privi di ossigeno che quelli contenenti ossigeno possono essere ottenuti mediante reazioni di scambio tra sali e altri acidi:
BaBr2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HBr,
CuSO4 + H2S = H2SO4 + CuS,
FeS+ H 2 SO 4 (disciolto) = H 2 S + FeSO 4,
NaCl (solido) + H 2 SO 4 (concentrato) = HCl + NaHSO 4,
AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3,
4) In alcuni casi, le reazioni redox possono essere utilizzate per produrre acidi:
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO
B ) proprietà chimiche degli acidi.
1) Gli acidi interagiscono con basi e idrossidi anfoteri. In questo caso, gli acidi praticamente insolubili (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) possono reagire solo con alcali solubili.
H2SiO3 +2NaOH=Na2SiO3 +2H2O
2) L'interazione degli acidi con gli ossidi basici e anfoteri è discussa sopra.
3) L'interazione degli acidi con i sali è una reazione di scambio con la formazione di sale e acqua. Questa reazione procede fino al completamento se il prodotto di reazione è una sostanza insolubile o volatile o un elettrolita debole.
Ni2SiO3 +2HCl=2NaCl+H2SiO3
Na2CO3 +H2SO4 =Na2SO4 +H2O+CO2
4) L'interazione degli acidi con i metalli è un processo di ossidoriduzione. Riducente - metallo, agente ossidante - ioni idrogeno (acidi non ossidanti: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (diluito), H 3 PO 4) o un anione del residuo acido (acidi ossidanti: H 2 SO 4 ( conc), HNO 3(fine e interruzione)). I prodotti di reazione dell'interazione di acidi non ossidanti con metalli nella serie di tensioni fino all'idrogeno sono sale e idrogeno gassoso:
Zn+H2SO4(dil) =ZnSO4 +H2
Zn+2HCl=ZnCl2 +H2
Gli acidi ossidanti interagiscono con quasi tutti i metalli, compresi quelli a bassa attività (Cu, Hg, Ag) e si formano i prodotti di riduzione dell'anione acido, sale e acqua:
Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O,
Pb + 4HNO 3(conc) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2H 2 O
IDROSSIDI ANFOTERI mostrano dualità acido-base: reagiscono con gli acidi come basi:
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O,
e con basi - come acidi:
Cr(OH) 3 + NaOH = Na (la reazione avviene in soluzione alcalina);
Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O (la reazione avviene tra sostanze solide durante la fusione).
CON acidi forti e le basi, gli idrossidi anfoteri formano sali.
Come altri idrossidi insolubili, gli idrossidi anfoteri si decompongono quando riscaldati in ossido e acqua:
Be(OH)2 = BeO+H2O.
SALE– composti ionici costituiti da cationi metallici (o ammonio) e anioni di residui acidi. Qualsiasi sale può essere considerato un prodotto della reazione di neutralizzazione di una base con un acido. A seconda del rapporto tra acido e base, si ottengono i sali: media(ZnSO 4, MgCl 2) – il prodotto della completa neutralizzazione della base con acido, acido(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - con acido in eccesso, di base(CuOHCl, AlOHSO 4) – con un eccesso di base.
I nomi dei sali secondo la nomenclatura internazionale sono formati da due parole: il nome dell'anione acido al nominativo e il nome del catione metallico al genitivo, che indica il grado della sua ossidazione, se variabile, con un numero romano in parentesi. Ad esempio: Cr 2 (SO 4) 3 – solfato di cromo (III), AlCl 3 – cloruro di alluminio. I nomi dei sali acidi si formano aggiungendo la parola idro- O diidro-(a seconda del numero di atomi di idrogeno nell'idroanione): Ca(HCO 3) 2 - bicarbonato di calcio, NaH 2 PO 4 - sodio diidrogeno fosfato. I nomi dei sali principali si formano aggiungendo le parole idrossi- O diidrossi-: (AlOH)Cl 2 – idrossicloruro di alluminio, 2 SO 4 – diidrossisolfato di cromo (III).
Preparazione e proprietà dei sali
UN ) proprietà chimiche dei sali.
1) L'interazione dei sali con i metalli è un processo di ossidoriduzione. In questo caso, il metallo situato a sinistra nella serie di tensioni elettrochimiche sposta i successivi dalle soluzioni dei loro sali:
Zn+CuSO4 =ZnSO4 +Cu
Metalli alcalini e alcalino terrosi non utilizzare per la riduzione di altri metalli da soluzioni acquose dei loro sali, poiché interagiscono con l'acqua, spostando l'idrogeno:
2Na+2H2O=H2 +2NaOH.
2) L'interazione dei sali con acidi e alcali è stata discussa sopra.
3) L'interazione dei sali tra loro in soluzione avviene in modo irreversibile solo se uno dei prodotti è una sostanza leggermente solubile:
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl.
4) Idrolisi dei sali: scambia la decomposizione di alcuni sali con acqua. L'idrolisi dei sali sarà discussa in dettaglio nell'argomento “dissociazione elettrolitica”.
B) metodi per ottenere i sali.
Nella pratica di laboratorio vengono solitamente utilizzati i seguenti metodi per ottenere sali, in base alle proprietà chimiche di varie classi di composti e sostanze semplici:
1) Interazione di metalli con non metalli:
Cu+Cl2 = CuCl2,
2) Interazione dei metalli con soluzioni saline:
Fe+CuCl2 =FeCl2 +Cu.
3) Interazione dei metalli con gli acidi:
Fe+2HCl=FeCl2 +H2 .
4) Interazione di acidi con basi e idrossidi anfoteri:
3HCl+Al(OH)3 =AlCl3 +3H2O.
5) Interazione degli acidi con ossidi basici e anfoteri:
2HNO3+CuO=Cu(NO3)2+2H2O.
6) Interazione degli acidi con i sali:
HCl+AgNO3 =AgCl+HNO3.
7) Interazione degli alcali con i sali in soluzione:
3KOH+FeCl3 =Fe(OH)3 +3KCl.
8) Interazione di due sali in soluzione:
NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl.
9) Interazione degli alcali con ossidi acidi e anfoteri:
Ca(OH)2+CO2 =CaCO3+H2O.
10) Interazione di ossidi di vario tipo tra loro:
CaO+CO2 = CaCO3.
I sali si trovano in natura sotto forma di minerali e rocce, allo stato disciolto nell'acqua degli oceani e dei mari.
1. Base + sale acido + acqua
KOH+HCl 
KCl+H2O.
2. Base + ossido acido 
sale + acqua
2KOH+SO2 
K2SO3 + H2O.
3. Alcali + ossido/idrossido anfotero 
sale + acqua
2NaOH(tv) + Al2O3 
2NaAlO2 + H2O;
NaOH (solido) + Al(OH) 3 
NaAlO2+2H2O.
La reazione di scambio tra una base e un sale avviene solo in soluzione (sia la base che il sale devono essere solubili) e solo se almeno uno dei prodotti è un precipitato o un elettrolita debole (NH 4 OH, H 2 O)
Ba(OH)2 + Na2SO4 
BaSO4 
+2NaOH;
Ba(OH)2 + NH4Cl 
BaCl2 + NH4OH.
Solo le basi di metalli alcalini, ad eccezione del LiOH, sono resistenti al calore
Ca(OH)2 
CaO + H2O;
NaOH 
;
NH4OH 
NH3+H2O.
2NaOH(s) + Zn 
Na2ZnO2 + H2.
ACIDI
Acidi dal punto di vista TED si chiamano sostanze complesse che si dissociano in soluzioni per formare lo ione idrogeno H+.
Classificazione degli acidi
1. In base al numero di atomi di idrogeno capaci di essere eliminati in una soluzione acquosa, gli acidi sono suddivisi in monobasico(HF, HNO2), dibasico(H2CO3, H2SO4), tribasico(H3PO4).
2. In base alla composizione dell'acido, sono suddivisi in privo di ossigeno(HCl, H 2 S) e contenente ossigeno(HClO4, HNO3).
3. In base alla capacità degli acidi di dissociarsi nelle soluzioni acquose, sono suddivisi in Debole E forte. Le molecole di acidi forti in soluzioni acquose si disintegrano completamente in ioni e la loro dissociazione è irreversibile.
Ad esempio, HCl 
H + + Cl - ;
H2SO4 
H++HSO 
.
Gli acidi deboli si dissociano reversibilmente, cioè le loro molecole in soluzioni acquose si disintegrano parzialmente in ioni e in quelle polibasiche - gradualmente.
CH3COOH 
CH 3 COO - + H + ;
1) H2S 
SA - + H + , 2) SA - 
H + + S 2- .
La porzione di una molecola acida priva di uno o più ioni idrogeno è detta H+ residuo acido. La carica di un residuo acido è sempre negativa ed è determinata dal numero di ioni H+ rimossi dalla molecola di acido. Ad esempio, l'acido ortofosforico H 3 PO 4 può formare tre residui acidi: H 2 PO 
- ione diidrogeno fosfato, HPO 
- ione idrogeno fosfato, PO 
- ione fosfato.
I nomi degli acidi privi di ossigeno sono composti aggiungendo la desinenza - idrogeno alla radice del nome russo dell'elemento che forma acido (o al nome di un gruppo di atomi, ad esempio CN - - ciano): HCl - acido cloridrico ( acido cloridrico), H 2 S – acido idrosolfuro, HCN – acido cianidrico (acido cianidrico).
I nomi degli acidi contenenti ossigeno sono formati anche dal nome russo dell'elemento che forma acido con l'aggiunta della parola "acido". In questo caso, il nome dell'acido in cui l'elemento si trova nel più alto grado di ossidazione termina con "... ova" o "... ova", ad esempio H 2 SO 4 è acido solforico, H 3 AsO 4 è acido arsenico. Con una diminuzione dello stato di ossidazione dell'elemento acido, le terminazioni cambiano nella seguente sequenza: "...noia"(HClO 4 – acido perclorico), "...più o meno"(HClO 3 – acido perclorico), "...Stanco"(HClO 2 – acido cloroso), "...ovulo"(HClO è acido ipocloroso). Se un elemento forma acidi pur trovandosi in soli due stati di ossidazione, il nome dell'acido corrispondente allo stato di ossidazione più basso dell'elemento riceve la desinenza "... puro" (HNO 3 - acido nitrico, HNO 2 - acido nitroso) .
Lo stesso ossido acido (ad esempio P 2 O 5) può corrispondere a diversi acidi contenenti un atomo di un dato elemento nella molecola (ad esempio HPO 3 e H 3 PO 4). In questi casi, il prefisso “meta...” viene aggiunto al nome dell’acido contenente il minor numero di atomi di ossigeno nella molecola, e il prefisso “ortho...” viene aggiunto al nome dell’acido contenente il maggior numero di atomi di ossigeno nella molecola (HPO 3 - acido metafosforico, H 3 PO 4 – acido ortofosforico).
Se una molecola acida contiene diversi atomi di un elemento che forma acido, al suo nome viene aggiunto un prefisso numerico, ad esempio H 4 P 2 O 7 - due acido fosforico, H 2 B 4 O 7 – quattro acido borico.
H2SO5H2S2O8
S H – O – S – O – O – S – O - H
H-O-O 
O O O
Acido perossosolforico Acido perossosolforico
Proprietà chimiche degli acidi
HF + KOH 
KF+H2O.
H2SO4+CuO 
CuSO4 + H2O.
2HCl + BeO 
BeCl2 + H2O.
Gli acidi interagiscono con le soluzioni saline se ciò comporta la formazione di un sale insolubile negli acidi o di un acido più debole (volatile) rispetto all'acido originale.
H2SO4 + BaCl2 
BaSO4 
+2HCl;
2HNO3 + Na2CO3 
2NaNO3+H2O+CO2 
.
H2CO3 
H2O+CO2.
H 2 SO 4 (diluito) + Fe 
FeSO4 + H2;
HCl+Cu 
.
La Figura 2 mostra l'interazione degli acidi con i metalli.
ACIDO - OSSIDANTE
Metallo nella serie di tensioni dopo H 2
+
nessuna reazione
Metallo nel campo di tensione fino a N 2
+ 
sale metallico + H 2 
al grado minimo
H2SO4 concentrato
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
ossidazione (s.o.)+
nessuna reazione
/Mq/Zn
a seconda delle condizioni
Solfato metallico in max s.o.
+
+ +
Metallo (altro)
+
+
+
HNO3 concentrato
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+ 
nessuna reazione
Metallo alcalino/alcalino terroso
Nitrato metallico in max d.o.
Metallo (altri; Al, Cr, Fe, Co, Ni quando riscaldato)
+
HNO3 diluito
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+ 
nessuna reazione
Metallo alcalino/alcalino terroso
NH3 (NH4NO3)
Nitratometallo
la in max s.o.
+ 
+
Metallo (il resto nel cantiere di sollecitazioni fino a N 2)
NO/N 2 NO/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)
a seconda delle condizioni
+
Metallo (il resto della serie di sollecitazioni dopo H 2)
Fig.2. INTERAZIONE DEGLI ACIDI CON I METALLI
SALE
Sali – Si tratta di sostanze complesse che si dissociano in soluzioni per formare ioni caricati positivamente (cationi - residui basici), ad eccezione degli ioni idrogeno, e ioni caricati negativamente (anioni - residui acidi), diversi dagli ioni idrossido.
Basi, idrossidi anfoteri
Le basi sono sostanze complesse costituite da atomi di metallo e uno o più gruppi ossidrile (-OH). La formula generale è Me +y (OH) y, dove y è il numero di gruppi idrossilici pari allo stato di ossidazione del metallo Me. La tabella mostra la classificazione delle basi.
Proprietà degli alcali, degli idrossidi dei metalli alcalini e alcalino terrosi
1. Le soluzioni acquose di alcali sono saponose al tatto, cambiano il colore degli indicatori: tornasole - in Colore blu, fenolftaleina - in cremisi.
2. Le soluzioni acquose si dissociano:
3. Interagisci con gli acidi, entrando in una reazione di scambio:
Le basi poliacide possono dare sali medi e basici:
4. Reagire con ossidi acidi, formando sali medi e acidi a seconda della basicità dell'acido corrispondente a questo ossido:
5. Interagisci con ossidi e idrossidi anfoteri:
a) fusione:
b) nelle soluzioni:
6. Interagisci con i sali solubili in acqua se si forma un precipitato o un gas:
Le basi insolubili (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, ecc.) interagiscono con gli acidi e si decompongono quando riscaldate:
Idrossidi anfoteri
I composti anfoteri sono composti che, a seconda delle condizioni, possono essere sia donatori di cationi idrogeno e presentare proprietà acide, sia i loro accettori, cioè presentare proprietà basiche.
Proprietà chimiche dei composti anfoteri
1. Interagendo con acidi forti, mostrano proprietà di base:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
2. Interagendo con gli alcali - basi forti, mostrano proprietà acide:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( sale complesso)
Al(OH)3 + NaOH = Na (
sale complesso)I composti complessi sono quelli in cui almeno uno legame covalente formato da un meccanismo donatore-accettore.
Il metodo generale per preparare le basi si basa su reazioni di scambio, con l'aiuto delle quali si possono ottenere sia basi insolubili che solubili.
CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 ↓ + K2SO4
K2CO3 + Ba(OH)2 = 2 KOH + BaCO3 ↓
Quando si ottengono basi solubili con questo metodo, precipita un sale insolubile.
Quando si preparano basi insolubili in acqua con proprietà anfotere, è necessario evitare un eccesso di alcali, poiché potrebbe verificarsi la dissoluzione della base anfotera, ad esempio:
AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl
In tali casi, l'idrossido di ammonio viene utilizzato per ottenere idrossidi, in cui gli idrossidi anfoteri non si dissolvono:
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Gli idrossidi di argento e mercurio si decompongono così facilmente che quando si cerca di ottenerli mediante reazione di scambio, invece degli idrossidi, precipitano gli ossidi:
2AgNO3 + 2KOH = Ag2O↓ + H2O + 2KNO3
Nell'industria, gli alcali vengono solitamente ottenuti mediante elettrolisi di soluzioni acquose di cloruri.
2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Gli alcali possono anche essere ottenuti facendo reagire i metalli alcalini e alcalino terrosi o i loro ossidi con acqua.
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2
SrO + H2O = Sr(OH)2
Acidi
Gli acidi sono sostanze complesse le cui molecole sono costituite da atomi di idrogeno che possono essere sostituiti da atomi di metallo e residui acidi. In condizioni normali, gli acidi possono essere solidi (fosforico H 3 PO 4; silicio H 2 SiO 3) e liquidi (in forma pura risulterà liquido acido solforico H2SO4).
Gas come acido cloridrico HCl, acido bromidrico HBr, idrogeno solforato H 2 S formano gli acidi corrispondenti in soluzioni acquose. Il numero di ioni idrogeno formati da ciascuna molecola di acido durante la dissociazione determina la carica del residuo acido (anione) e la basicità dell'acido.
Secondo teoria protolitica degli acidi e delle basi, proposto contemporaneamente dal chimico danese Brønsted e dal chimico inglese Lowry, un acido è una sostanza scissione con questa reazione protoni, UN base- una sostanza che può accettare protoni.
acido → base + H+
Sulla base di tali idee, è chiaro proprietà fondamentali dell'ammoniaca, che, a causa della presenza di una coppia di elettroni solitari sull'atomo di azoto, accetta effettivamente un protone quando interagisce con gli acidi, formando uno ione ammonio attraverso un legame donatore-accettore.
HNO3 + NH3 ⇆ NH4 + + NO3 —
acido base acido base
Definizione più generale di acidi e basi proposto dal chimico americano G. Lewis. Ha suggerito che le interazioni acido-base sono completamente non si verificano necessariamente con il trasferimento di protoni. Nella determinazione di acidi e basi secondo Lewis, il ruolo principale è svolto da reazioni chimiche viene data coppie di elettroni
Vengono chiamati cationi, anioni o molecole neutre che possono accettare una o più coppie di elettroni Acidi di Lewis.
Ad esempio, il fluoruro di alluminio AlF 3 è un acido, poiché è in grado di accettare una coppia di elettroni quando interagisce con l'ammoniaca.
AlF3 + :NH3 ⇆ :
Cationi, anioni o molecole neutre in grado di donare coppie di elettroni sono chiamati basi di Lewis (l'ammoniaca è una base).
La definizione di Lewis copre tutti i processi acido-base considerati dalle teorie proposte in precedenza. La tabella confronta le definizioni di acidi e basi attualmente utilizzate.
Nomenclatura degli acidi
Poiché esistono diverse definizioni di acidi, la loro classificazione e nomenclatura sono piuttosto arbitrarie.
In base al numero di atomi di idrogeno capaci di essere eliminati in una soluzione acquosa, gli acidi sono suddivisi in monobasico(ad es. HF, HNO 2), dibasico(H2CO3, H2SO4) e tribasico(H3PO4).
Secondo la composizione dell'acido, sono divisi in privo di ossigeno(HCl, H 2 S) e contenente ossigeno(HClO4, HNO3).
Generalmente nomi degli acidi contenenti ossigeno derivano dal nome del non metallo con l'aggiunta delle desinenze -kai, -vaya, se lo stato di ossidazione del non metallo è uguale al numero del gruppo. Al diminuire dello stato di ossidazione, i suffissi cambiano (in ordine decrescente dello stato di ossidazione del metallo): -ovato, arrugginito, -ovato:
Se consideriamo la polarità di un legame idrogeno-non metallico all'interno di un periodo, possiamo facilmente mettere in relazione la polarità di questo legame con la posizione dell'elemento nella tavola periodica. Dagli atomi di metallo, che perdono facilmente elettroni di valenza, gli atomi di idrogeno accettano questi elettroni, formando un guscio stabile a due elettroni come il guscio di un atomo di elio e danno idruri metallici ionici.
IN composti dell'idrogeno elementi dei gruppi III-IV della tavola periodica boro, alluminio, carbonio, silicio formano legami covalenti, debolmente polari con atomi di idrogeno che non sono soggetti a dissociazione. Per gli elementi dei gruppi V-VII Tavola periodica entro un periodo, la polarità del legame non metallico-idrogeno aumenta con la carica dell'atomo, ma la distribuzione delle cariche nel dipolo risultante è diversa rispetto ai composti idrogeno di elementi che tendono a donare elettroni. Gli atomi non metallici, che richiedono diversi elettroni per completare il guscio elettronico, attraggono (polarizzano) una coppia di elettroni di legame tanto più fortemente quanto maggiore è la carica nucleare. Pertanto, nella serie CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF o SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, i legami con gli atomi di idrogeno, pur rimanendo covalenti, diventano di natura più polare e l'atomo di idrogeno nella Il dipolo del legame elemento-idrogeno diventa più elettropositivo. Se le molecole polari si trovano in un solvente polare, può verificarsi un processo di dissociazione elettrolitica.
Parliamo del comportamento degli acidi contenenti ossigeno nelle soluzioni acquose. Questi acidi hanno Connessione N-O-E e, naturalmente, la polarità del legame HO è influenzata Connessione OE. Pertanto, questi acidi solitamente si dissociano più facilmente dell'acqua.
H2SO3 + H2O ⇆ H3O + + HSO3
HNO3 + H2O ⇆ H3O + + NO3
Diamo un'occhiata ad alcuni esempi proprietà degli acidi contenenti ossigeno, formato da elementi capaci di presentare diversi gradi di ossidazione. È risaputo che acido ipocloroso HClO molto debole anche acido cloroso HClO 2 Debole, ma più forte dell'acido ipocloroso, ipocloroso HClO 3 forte. L'acido perclorico HClO 4 è uno dei il più forte acidi inorganici.
Per la dissociazione di tipo acido (con eliminazione dello ione H), è necessaria una rottura Collegamenti ON. Come possiamo spiegare la diminuzione della forza di questo legame nella serie HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? In questa serie aumenta il numero di atomi di ossigeno associati all'atomo centrale di cloro. Ogni volta che si forma nuova connessione ossigeno con cloro, la densità elettronica viene ricavata dall'atomo di cloro, e quindi dal singolo legame O-Cl. Di conseguenza, la densità elettronica abbandona parzialmente il legame OH, che di conseguenza risulta indebolito.
Questo modello - rafforzamento delle proprietà acide con crescente grado di ossidazione dell'atomo centrale - caratteristico non solo del cloro, ma anche di altri elementi. Ad esempio, l'acido nitrico HNO 3, in cui lo stato di ossidazione dell'azoto è +5, è più forte dell'acido nitroso HNO 2 (lo stato di ossidazione dell'azoto è +3); l'acido solforico H 2 SO 4 (S +6) è più forte dell'acido solforoso H 2 SO 3 (S +4).
Ottenere acidi
1. È possibile ottenere acidi privi di ossigeno mediante combinazione diretta di non metalli con idrogeno.
H2 + Cl2 → 2HCl,
H2+S ⇆ H2S
2. È possibile ottenere alcuni acidi contenenti ossigeno Interazione degli ossidi acidi con l'acqua.
3. È possibile ottenere sia acidi privi di ossigeno che contenenti ossigeno da reazioni metaboliche tra sali e altri acidi.
BaBr2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2НВr
CuSO4 + H2S = H2SO4 + CuS↓
FeS + H2SO4 (pa zb) = H2S + FeSO4
NaCl (T) + H 2 SO 4 (conc) = HCl + NaHSO 4
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2 + H2O
4. Alcuni acidi possono essere ottenuti utilizzando reazioni redox.
H2O2 + SO2 = H2SO4
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2
Sapore acido, effetto sugli indicatori, conduttività elettrica, interazione con metalli, ossidi basici e anfoteri, basi e sali, formazione di esteri con alcoli: queste proprietà sono comuni agli acidi inorganici e organici.
possono essere divise in due tipi di reazioni:
1) sono comuni Per acidi le reazioni sono associate alla formazione di ione idronio H 3 O + in soluzioni acquose;
2) specifica(cioè caratteristiche) reazioni acidi specifici.
Lo ione idrogeno può entrare redox reazioni, riducendo ad idrogeno, così come in una reazione composta con particelle caricate negativamente o neutre aventi coppie solitarie di elettroni, cioè in Reazioni acido-base.
A proprietà generali gli acidi includono reazioni di acidi con metalli nella serie di tensioni fino all'idrogeno, ad esempio:
Zn + 2Í + = Zn 2+ + Í 2
Le reazioni acido-base includono reazioni con ossidi e basi basici, nonché con sali intermedi, basici e talvolta acidi.
2CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H2O
Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2CO2 + 2H2O
2KHSO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2SO2 + 2H2O
Si noti che gli acidi polibasici si dissociano gradualmente e ad ogni passaggio successivo la dissociazione è più difficile, quindi, con un eccesso di acido, si formano più spesso sali acidi, piuttosto che medi.
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2
Na2S + H3PO4 = Na2HPO4 + H2S
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O
KOH + H2S = KHS + H2O
A prima vista la formazione di sali acidi può sembrare sorprendente monobasico acido fluoridrico. Tuttavia, questo fatto può essere spiegato. A differenza di tutti gli altri acidi idroalici, l'acido fluoridrico in soluzione è parzialmente polimerizzato (a causa della formazione di legami idrogeno) e in esso possono essere presenti varie particelle (HF) X, vale a dire H 2 F 2, H 3 F 3, ecc.
Un caso speciale di equilibrio acido-base - reazioni di acidi e basi con indicatori che cambiano colore a seconda dell'acidità della soluzione. Gli indicatori vengono utilizzati nell'analisi qualitativa per rilevare acidi e basi nelle soluzioni.
Gli indicatori più comunemente utilizzati sono tornasole(V neutro ambiente viola, V acido - rosso, V alcalino - blu), arancio metilico(V acido ambiente rosso, V neutro - arancia, V alcalino - giallo), fenolftaleina(V altamente alcalino ambiente rosso lampone, V neutro e acido - incolore).
Proprietà specifiche i diversi acidi possono essere di due tipi: in primo luogo, reazioni che portano alla formazione sali insolubili, e in secondo luogo, trasformazioni redox. Se le reazioni associate alla presenza dello ione H+ sono comuni a tutti gli acidi (reazioni qualitative per la rilevazione degli acidi), si utilizzano reazioni specifiche come reazioni qualitative per i singoli acidi:
Ag + + Cl - = AgCl (precipitato bianco)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (precipitato bianco)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (precipitato giallo)
Alcune reazioni specifiche degli acidi sono dovute alle loro proprietà redox.
Gli acidi anossici in una soluzione acquosa possono solo essere ossidati.
2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H2S + Br2 = S + 2НВг
Gli acidi contenenti ossigeno possono essere ossidati solo se l'atomo centrale in essi contenuto si trova in uno stato di ossidazione inferiore o intermedio, come, ad esempio, nell'acido solforoso:
H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl
Molti acidi contenenti ossigeno, in cui l'atomo centrale ha il massimo stato di ossidazione (S +6, N +5, Cr +6), presentano le proprietà di forti agenti ossidanti. L'H 2 SO 4 concentrato è un forte agente ossidante.
Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO3 = Pb(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
C + 2H 2 SO 4 (conc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
È opportuno ricordare che:
- Le soluzioni acide reagiscono con i metalli che si trovano a sinistra dell'idrogeno nella serie di tensioni elettrochimiche, soggette a una serie di condizioni, la più importante delle quali è la formazione di un sale solubile come risultato della reazione. L'interazione di HNO 3 e H 2 SO 4 (conc.) con i metalli procede diversamente.
L'acido solforico concentrato a freddo passiva l'alluminio, il ferro e il cromo.
- In acqua, gli acidi si dissociano in cationi idrogeno e anioni di residui acidi, ad esempio:
- Gli acidi inorganici e organici reagiscono con ossidi basici e anfoteri, a condizione che si formi un sale solubile:
- Entrambi gli acidi reagiscono con le basi. Gli acidi polibasici possono formare sia sali intermedi che acidi (queste sono reazioni di neutralizzazione):
- La reazione tra acidi e sali avviene solo se si forma un precipitato o un gas:
L'interazione di H 3 PO 4 con il calcare si interromperà a causa della formazione dell'ultimo precipitato insolubile di Ca 3 (PO 4) 2 sulla superficie.
Le peculiarità delle proprietà degli acidi nitrico HNO 3 e solforico concentrato H 2 SO 4 (conc.) sono dovute al fatto che quando interagiscono con sostanze semplici (metalli e non metalli), gli agenti ossidanti non saranno cationi H + , ma ioni nitrato e solfato. È logico aspettarsi che come risultato di tali reazioni non si formi idrogeno H2, ma si ottengano altre sostanze: necessariamente sale e acqua, nonché uno dei prodotti della riduzione degli ioni nitrato o solfato, a seconda della concentrazione degli acidi, la posizione del metallo nella serie di tensioni e le condizioni di reazione (temperatura, grado di macinazione del metallo, ecc.).
Queste caratteristiche del comportamento chimico di HNO 3 e H 2 SO 4 (conc.) illustrano chiaramente la tesi della teoria struttura chimica sull'influenza reciproca degli atomi nelle molecole delle sostanze.
I concetti di volatilità e stabilità (stabilità) vengono spesso confusi. Gli acidi volatili sono acidi le cui molecole passano facilmente allo stato gassoso, cioè evaporano. Ad esempio, l'acido cloridrico è un acido volatile ma stabile. È impossibile giudicare la volatilità degli acidi instabili. Ad esempio, l'acido silicico non volatile e insolubile si decompone in acqua e SiO 2. Le soluzioni acquose di acido cloridrico, nitrico, solforico, fosforico e numerosi altri acidi sono incolori. Una soluzione acquosa di acido cromico H 2 CrO 4 è di colore giallo e l'acido di manganese HMnO 4 è cremisi.
Materiale di riferimento per sostenere il test:
Tavolo Mendeleev
Tabella di solubilità