Основные кислоты в химии таблица: Химические свойства кислот, химия 8 класс

Химические свойства кислот, химия 8 класс

Общие свойства кислот. Классификация

Кислоты — класс сложных химических веществ, состоящих из атомов водорода и кислотных остатков.

В первую очередь кислоты делятся на:

• органические или карбоновые и
• неорганические или минеральные.

Свойства карбоновых кислот подробно разбираются в статье Карбоновые кислоты (ссылка на статью)

В зависимости от количества атомов водорода, которые могут замещаться в химических реакциях различают:

• одноосновные кислоты
• двухосновные кислоты
• трехосновные кислоты.

Не смотря на то, что в уксусной кислоте четыре атома водорода, три из них принадлежат кислотному остатку и в реакциях замещения не участвуют. Соответственно, уксусная кислота — одновалентная.

Свойства неорганических кислот также зависят от наличия в их составе кислорода и делятся на

• бескислородные
• кислородсодержащие.

Растворы кислот способны диссоциировать и проводить электрический ток т.е. являются электролитами. В зависимости от степени диссоциации делятся на:

• сильные
• слабые электролиты.

Химия. 8 класс. Учебник

Учебник написан преподавателями химического факультета МГУ им. М. В. Ломоносова. Отличительными особенностями книги являются простота и наглядность изложения материала, высокий научный уровень, большое количество иллюстраций, экспериментов и занимательных опытов, что позволяет использовать её в классах и школах с углублённым изучением естественно-научных предметов.

Купить

Химические свойства кислот

1. Диссоциация

При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.

HNO₃ → H⁺ + NO^—₃

HCl → H⁺ + Cl^—

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО^—₄ (первая ступень)

Н₂РО^—₄ ↔ Н⁺ + НРO^2-₄ (вторая ступень)

НРО^2-₄ ↔ Н⁺ + PО^З-₄ (третья ступень)

2. Разложение

Кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксиды и воду.

H₂CO₃ → H₂O + CO₂↑

Бескислородные на простые вещества

3. Реакция с металлами

Кислоты реагируют лишь с теми металлами, что стоят в ряду активности до кислорода. В результате взаимодействия образуется соль и выделяется водород.

Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂↑

Найти ряд активности можно на последней странице электронного учебника «Химия 9 класс» под редакцией В. В. Еремина.

Бдительные ученики могут сказать: «Золото стоит в ряду активности металлов после водорода, а с „царской водкой“ реагирует. Как же так?»

Из всех правил есть исключения.

Поскольку в состав азотной кислоты входит азот со степенью окисления +5, а в состав серной — сера со степенью окисления +6, то с металлами реагируют не ионы водорода, а более сильные окислители. Образуется соль, но не происходит выделения водорода.

Au + HNO₃ + 4HCl → HAuCl₄ + NO + 2H₂O.

4. Реакции с основаниями

В результате образуются соль и вода, происходит выделение тепла.

Na₂CO₃ + 2CH₃ — COOH → 2CH₃ — COONa + H₂O + CO₂↑.

Реакции такого типа называются реакциями нейтрализации. Простейшая реакция, которую можно провести на собственной кухне — гашение соды столовым уксусом или 9%раствором уксусной кислоты.

5. Реакции кислот с солями

Вспомним, когда мы разбирали ионные уравнения ( ссылка на статью), одним из условий протекания реакций было образование в ходе взаимодействия нерастворимой соли, выделение летучего газа или слабо диссоциирующего вещества — например, воды. Те же условия сохраняются и для реакций кислот с солями.

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl↑

6. Реакция кислот с основными и амфотерными оксидами

В ходе реакции образуется соль и происходит выделение воды.

K₂O + 2HNO₃ → 2KNO₃ + H₂O

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Если в окислительных реакциях первую скрипку играет водород, то в восстановительных реакциях основная роль принадлежит анионному остатку. В результате реакций образуются свободные галогены.

4HCl + MnO₂ → MnCl

2 + Cl₂↑ + 2H₂O

Физические свойства кислот

При нормальных условиях (Атмосферное давление = 760 мм рт. ст. Температура воздуха 273,15 K = 0°C) кислоты чаще жидкости, хотя встречаются и твердые вещества: например ортофосфорная H₃PO₄ или кремниевая H₂SiO₃.

Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде: фтороводородная-HF, соляная-HCl, бромоводородная-HBr.

Кислотные свойства кислот в ряду HF → HCl → HBr → HI усиливаются.

Для некоторых кислот (соляная, серная, уксусная) характерен специфический запах.

Благодаря наличию ионов водорода в составе, кислоты обладают характерным кислым вкусом.

Химическая лаборатория не ресторан, и в целях безопасности существует жесткий запрет на опробование на вкус химических веществ.

Как же можно определить кислота в пробирке или нет?

В 1300 году был открыт лакмус, и с тех пор алхимикам и химикам не пришлось рисковать своим здоровьем, пробуя на вкус содержимое пробирок. Запомните, что лакмус в кислой среде краснеет.

Вторым широко используемым индикатором является фенолфталеин.

Простой мнемонический стишок поможет запомнить, как ведут себя индикаторы в разных средах.

Индикатор лакмус — красный 
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус — синий,
Щёлочь здесь — не будь разиней,
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеиновый — в щелочах малиновый
Но несмотря на это в кислотах он без цвета.

Что ещё почитать?

Неметаллы

Биография Д.И. Менделеева. Интересные факты из жизни великого химика

Карбоновые кислоты

Массовая доля вещества

18HBr + 2KMnO₄ →2KBr + 2MnBr

2 + 8H₂O + 5Br₂

14НI + K₂Cr₂O₇ →3I₂↓ + 2Crl₃ + 2KI + 7H₂O

#ADVERTISING_INSERT#

Кислоты химические свойства и способы получения (Таблица)

Материал содержит основные способы получения кислот и их химические свойства с примерами реакций.

Способы получения кислот таблица

Сособы получения кислот	Примеры реакций	Примечание
Взаимодействие простых веществ (неметаллов) с водородом (растворение газа в воде)	Cl2 + Н2 → 2НСl↑ H2 + S → H2S↑ HCl (газ) → +H2O → HCl (кислота)	Так получают только бескислородные кислоты. Водные растворы таких соединений являются кислотами.
Взаимодействие воды с ангидридами (кислотный оксид + вода → кислота)	N2O5 + H2O → 2HNO3 SO3 + H2O → H2SO4 SO2 + H2O → h3SO3	Так получают только кислородсодержащие кислоты
Окисление простых веществ (элемент + сильный окислитель → кислота + оксиды)	2P + 5H2SO4 (конц.) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O 3P + 5HNO3 (разб.) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO	—
Взаимодействие солей с кислотами (соль 1 + кислота 1 → соль 2 + кислота 2)	NaCl (тв.) + H 2SO4 → HCl↑ + NaHSO4	Наиболее часто используемый способ получения кислот в лаборатории

Химические свойства кислот таблица

Химические свойства кислот	Примеры реакций
Действие на индикаторы в кислой среде:	Метилоранж — красный Лакмус — красный Фенолфталеин — бесцветный Бромтимоловый синий — желтый Бромкрезоловый зеленый — желтый
В растворах диссоциируют одноступенчато (одноосновные) или многоступенчато (многоосновные):	HNO3  ⇄  Н+ + NO3— H2SO4  ⇄  H+ + HSO4— HSO4—  ⇄  H+ + SO4 2-
Кислоты, не обладающие окислительными свойствами, реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с образованием солей и выделением водорода:	Mg + 2HCl = MgCl2 + Н2↑
Кислоты, обладающие окислительными свойствами, реагируют с активными металлами, а также с некоторыми металлами, расположенными правее водорода в ряду напряжений. При этом вместо водорода образуется вода:	Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2Н2O
Взаимодействуют с оксидами металлов и гидроксидами (кислота + основание → соль + вода):	СаО + 2HCl = СаСl2 + Н2O Са(ОН)2 + 2HCl = СаСl2 + 2Н2O
Разложение некоторых кислот при нагревании	H2SiO3 →t°→ SiO2 + H2O H2SO3 →t°→ SO2 + H2O

____________

Источник информации:

1. Общая и неорганическая химия в схемах, таблицах. Учебное пособие. / Питер, 2013

2. Большой химический справочник / А.И.Волков, — М.: 2005.

Таблица силы кислот и оснований. Относительная сила кислот и оснований. Значения констант кислотности и констант основности. Амфолиты. Кислые соли

Данные — С. Т. Жуков «Химия 8-9 класс» Сильная кислота – кислота, реагирующая с избытком воды необратимо. Слабая кислота – кислота, реагирующая с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно. Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3, h3SO4, H2SeO4, HNO3 и некоторые другие. Сильное основание – основание, реагирующее с избытком воды необратимо. Слабое основание – основание, реагирующее с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно. К сильным веществам-основаниям относятся все хорошо растворимые ионные гидроксиды (их называют еще » щелочами » ), так как при их растворении в воде гидроксид-ионы полностью переходят в раствор. К слабым основаниям относится NH3 и некоторые другие вещества. К ним же относятся и практически нерастворимые гидроксиды элементов, образующих металлы, (» гидроксиды металлов» ) потому, что при взаимодействии этих веществ с водой в раствор переходит лишь ничтожное количество гидроксид-ионов. Слабые основания-частицы (их еще называют » анионные основания» ): F—, NO2—, SO32-, S2—, CO32-, PO43- и другие анионы, образующиеся из слабых кислот. Не обладают основными свойствами анионы Cl— , Br— , I—, HSO4— , NO3— и другие анионы, образующиеся из сильных кислот Не обладают кислотными свойствами катионы Li+ , Na+, K+, Ca2+, Ba2+ и другие катионы, входящие в состав сильных оснований. Кроме частиц-кислот и частиц-оснований, существуют еще частицы, проявляющие и кислотные, и основные свойства, например — вода. Кроме воды, это гидросульфит-ион, гидросульфид-ион и другие аналогичные ионы. Например, HSO3 проявляет как свойства кислоты  HSO3— + H2O=SO3— + H3O+ ,  так и свойства основания HSO— + H2O = H2SO3 + OH—  Подобные частицы называются амфолитами. Амфолит – частица, способная как отдавать протон молекуле растворителя, так и принимать протон от молекулы растворителя. Большинство частиц-амфолитов представляют собой молекулы слабых кислот, потерявшие часть протонов (HS— , HSO3— , HCO3— , h3PO4— , HPO42- и некоторые другие). Анион HSO4— не проявляет основных свойств и является довольно сильной кислотой и, потому, к амфолитам не относится. Соли, в состав которых входят такие анионы, называются кислыми солями. Кислые соли – соли, в состав которых входят анионы, способные отдавать протон. Примеры кислых солей и их названий: KHS – гидросульфид калия, NaHSO4 – гидросульфат натрия, LiHSO3 – гидросульфит лития, Ca(HCO3)2 – гидрокарбонат кальция, KH2PO4 – дигидрофосфат калия, Na2HPO4 – гидрофосфат натрия.

Классификация и характерные химические свойства кислот.

Классификация кислот

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

Кислородсодержащие	Бескислородные
H3PO4,HNO3,HNO2,H2SO4,H3PO4,H2CO3,H2CO3, HClO4 все органические кислоты (HCOOH, CH3COOH  и т.д.)	HF, HCl, HBr, HI, H2S

2) Основность кислоты

Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H⁺, а также замещаться на атомы металла:

одноосновные	двухосновные	трехосновные
HBr, HCl, HNO3, HNO2, HCOOH, CH3COOH	H2SO4, H2SO3, H2CO3, H2SiO3	H3PO4

3) Летучесть

Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.

Летучие	Нелетучие
H2S, HCl, CH3COOH, HCOOH	H3PO4, H2SO4, высшие карбоновые кислоты

4) Растворимость

Растворимые	Нерастворимые
HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2SO3, H2SO4, HNO3, HNO2, H3PO4, H2CO3, CH3COOH, HCOOH	H2SiO3, высшие карбоновые кислоты

5) Устойчивость

Устойчивые	Неустойчивые
H2SO4, H3PO4, HCl, HBr, HF	H2CO3, H2SO3

6) Способность к диссоциации

хорошо диссоциирующие (сильные)	малодиссоциирующие (слабые)
H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4	H2CO3, H2SO3, H2SiO3

7) Окисляющие свойства

слабые окислители (проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H+)	сильные окислители (проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента)
практически все кислоты кроме HNO3 и H2SO4 (конц.)	HNO3 любой концентрации, H2SO4 (обязательно концентрированная)

Химические свойства кислот

1. Способность к диссоциации

Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:

либо в таком виде: HCl = H⁺ + Cl^—

либо в таком: HCl → H⁺ + Cl^—

По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.

В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать  в уравнении вместо знака  две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:

CH₃COOH  CH₃COO^— + H⁺

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H⁺ :

H₃PO₄  H⁺ + H₂PO₄^—

H₂PO₄^—  H⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2-  H⁺ + PO₄^3-

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H₃PO₄ диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H₂PO₄^— , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO₄^2-. Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков,  вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H⁺.

Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:

H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2-

2. Взаимодействие кислот с металлами

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H₂SO_4(конц.) и HNO₃) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только  за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

H₂SO_4(разб.) + Zn  ZnSO₄ + H₂

2HCl + Fe  FeCl₂ + H₂

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H₂SO₄ (конц.) и HNO₃, то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты реагируют с  основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:

H₂SO₄ + ZnO ZnSO₄ + H₂O

6HNO₃ + Fe₂O₃ 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

H₂SiO₃ + FeO ≠

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH H₂O + NaCl

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃  Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

5. Взаимодействие кислот с солями

Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:

H₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ BaSO₄↓ + 2HNO₃

CH₃COOH + Na₂SO₃ CH₃COONa + SO₂↑ + H₂O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO₃ и концентрированной H₂SO₄  без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной  и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого  зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.

Высокая окислительная способность концентрированной серной  и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:

4HCl + MnO₂ MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

16HBr + 2KMnO₄ 2KBr + 2MnBr₂ + 8H₂O + 5Br₂

14НI + K₂Cr₂O₇ 3I₂↓ + 2Crl₃ + 2KI + 7H₂O

Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.

6HI + Fe₂O₃ 2FeI₂ + I₂↓ + 3H₂O

2HI + 2FeCl₃ 2FeCl₂ + I₂↓ + 2HCl

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H₂S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:

2H₂S + SO₂  3S↓+ 2H₂O

Материалы для организации дистанционного обучения. Химия (8-9 классы)

Класс	Название урока	Ссылка на учебные материалы
8	Предмет химии. Тела и вещества. Основные методы познания. Вводный инструктаж по технике безопасности	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1521/main/
8	Чистые вещества и смеси. Способы разделения смесей	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1522/main/
8	Физические и химические явления	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1485/main/
8	Атом. Молекула	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1486/main/
8	Химический элемент. Знаки химических элементов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1486/main/
8	Простые и сложные вещества	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1486/main/
8	Валентность. Составление химических формул бинарных соединений	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1520/main/
8	Химические уравнения. Коэффициенты. Закон сохранения массы веществ	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1519/main/
8	Вычисления по химическим уравнениям количества и массы вещества по количеству вещества, массе реагентов или продуктов реакции	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2448/main/
8	Обобщение и систематизация знаний по теме «Первоначальные химические понятия»	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2448/main/
8	Кислород – химический элемент и простое вещество. Озон. Состав воздуха	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2447/main/
8	Физические и химические свойства кислорода	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2447/main/
8	Получение и применение кислорода	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2447/main/
8	Озон. Аллотропия кислорода. Состав воздуха. Горение	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2446/main/
8	Водород – химический элемент и простое вещество. Физические и химические свойства водорода	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3119/main/
8	Получение и применение водорода	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3119/main/
8	Объёмные отношения газов при химических реакциях	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2731/main/
8	Вода в природе. Круговорот воды в природе. Физические свойства воды	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2062/main/
8	Химические свойства воды. Взаимодействие с металлами	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2062/main/
8	Химические свойства воды. Взаимодействие воды с оксидами металлов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2062/main/
8	Растворы. Растворимость веществ в воде. Массовая доля растворённого вещества в растворе	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2062/main/
8	Расчёт массовой доли растворённого вещества в растворе	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2062/main/
8	Оксиды. Классификация. Номенклатура	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2445/main/
8	Амфотерные оксиды и гидроксиды	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2684/main/
8	Физические и химические свойства оксидов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2444/main/
8	Получение и применение оксидов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2444/main/
8	Основания. Классификация. Номенклатура	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2442/main/
8	Получение и применение оснований	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2442/main/
8	Кислоты. Классификация. Номенклатура	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2055/main/
8	Физические и химические свойства кислот. Индикаторы. Изменение окраски индикаторов в различных средах	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3120/main/
8	Получение и применение кислот	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3120/main/
8	Соли. Классификация. Номенклатура. Получение и применение солей	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2054/main/
8	Физические и химические свойства солей	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2441/main/
8	Генетическая связь между классами неорганических соединений	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2440/main/
8	Строение атома: ядро, энергетический уровень	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2051/main/ https://mosobr.tv/release/7883
8	Состав ядра атома: протоны, нейтроны. Изотопы	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2051/main/
8	Периодический закон Д. И. Менделеева. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2050/main/
8	Физический смысл атомного (порядкового) номера химического элемента, номера группы и периода периодической системы	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2050/main/
8	Закономерности изменения свойств атомов химических элементов и их соединений на основе положения в периодической системе Д. И. Менделеева и строения атома	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2049/main/
8	Электроотрицательность атомов химических элементов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2439/main/
8	Ковалентная химическая связь: неполярная и полярная. Ионная связь	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2048/main/
8	Металлическая связь. Понятие о водородной связи и её влиянии на физические свойства веществ на примере воды	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2438/main/
8	Валентность и степень окисления. Правила определения степеней окисления	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3121/main/
8	Окислительно-восстановительные реакции	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3122/main/
8	Повторение и обобщение по теме «Строение атома. Строение вещества. Химическая связь»	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3093/main/
8	Химические формулы. Индексы. Закон постоянства состава вещества	https://interneturok.ru/lesson/chemistry/8-klass/bpervonachalnye-himicheskie-predstavleniyab/himicheskaya-formula-veschestva?seconds=0
8	Относительная атомная и молекулярная массы. Массовая доля химического элемента в соединении	Относительная+атомная+и+молекулярная+массы
8	Вычисление массовой доли химического элемента по формуле соединения	Вычисление+массовой+доли+химического+элемента
8	Моль – единица количества вещества. Молярная масса	Моль+-+единица+количества+вещества.+Молярная+масса
8	Тепловой эффект химических реакций. Понятие об экзо- и эндотермических реакциях	Тепловой+эффект+химических+реакций.+Понятие+об +экзо-+и+эндотермических+реакциях
8	Физические и химические свойства оснований	Физические+и+химические+свойства+оснований
9	Окислительно-восстановительные реакции. Реакции соединения, разложения, замещения и обмена с точки зрения окисления и восстановления	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2104/main/
9	Тепловой эффект химических реакций. Понятие об экзо- и эндотермических реакциях	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2437/main/
9	Скорость химических реакций. Первоначальные представления о катализе	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2102/main/
9	Обратимые и необратимые реакции. Понятие о химическом равновесии	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2103/main/
9	Сущность процесса электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований и солей. Слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1518/main/
9	Реакции ионного обмена и условия их протекания	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1603/main/
9	Гидролиз солей	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3123/main/
9	Химические свойства основных классов неорганических соединений в свете представлений об электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных реакциях	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1606/main/
9	Обобщение и систематизация знаний по теме «Химические реакции»	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2101/main/
9	Общая характеристика элементов VIIA группы. Галогены в природе. Физические свойства галогенов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2075/main/
9	Химические свойства и применение галогенов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2075/main/
9	Хлороводород. Соляная кислота и её соли	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2075/main/
9	Общая характеристика элементов VIA группы. Сера в природе. Физические и химические свойства серы	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2434/main/
9	Сероводород. Сульфиды	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2434/main/
9	Оксиды серы (IV). Сернистая кислота и её соли	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2076/main/
9	Оксиды серы (VI). Серная кислота и её соли	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2077/main/
9	Общая характеристика элементов VA группы. Азот в природе. Физические и химические свойства азота	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2078/main/
9	Аммиак: строение молекулы, физические и химические свойства	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2078/main/
9	Аммиак: химические свойства, получение, применение	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2078/main/
9	Соли аммония	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2078/main/
9	Азотная кислота и её соли	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2078/main/
9	Фосфор. Оксид фосфора (V)	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2073/main/
9	Фосфорная кислота и её соли	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2073/main/
9	Характеристика элементов IVA группы. Углерод и кремний в природе. Физические и химические свойства углерода. Аллотропия углерода	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2072/main/
9	Оксиды углерода	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2071/main/
9	Угольная кислота и её соли	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2070/main/
9	Кремний и его соединения	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2069/main/
9	Обобщение и систематизация знаний по теме «Неметаллы IV и V групп и их соединения»	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2068/main/
9	Положение металлов в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Общие физические свойства металлов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1607/main/ https://mosobr.tv/release/7942
9	Общие химические свойства металлов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1607/main/ https://mosobr.tv/release/7974
9	Получение и применение металлов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1607/main/
9	Положение щелочных и щелочноземельных металлов в Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева и строение их атомов. Свойства	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1602/main/
9	Соединения щелочных и щелочноземельных металлов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3124/main/
9	Положение алюминия в Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева и строение атома. Физические и химические свойства алюминия	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1604/main/
9	Соединения алюминия	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1604/main/
9	Положение железа в Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева и строение атома. Нахождение в природе. Физические и химические свойства железа	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1605/main/
9	Соединения железа и их свойства	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1605/main/
9	Получение и применение соединений железа	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1605/main/
9	Обобщение и систематизация знаний по теме «Металлы и их соединения»	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2067/main/
9	Углеводороды	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1608/main/
9	Спирты: метанол, этанол, глицерин	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2066/main/
9	Карбоновые кислоты: уксусная, стеариновая, олеиновая, аминоуксусная кислоты	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2065/main/
9	Биологически важные вещества: жиры, углеводы, белки	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1609/main/
9	Полимеры	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2435/main/
9	Обобщающий урок по теме «Важнейшие органические соединения»	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2064/main/
9	Степень окисления атомов и её определение в соединениях	Степень+окисления+атомов+и+её+определение+в+соединениях
9	Положение неметаллов в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева	https://www.youtube.com/watch?v=ohFd4lJ9RcE&feature=emb_logo
9	Химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с неметаллами	https://www.youtube.com/watch?v=qgzo40bfL1o
9	Оксиды азота	https://www.youtube.com/watch?time_continue=130&v=JmbTPhygCdk&feature=emb_logo
9	Общие химические свойства металлов	https://www.youtube.com/watch?time_continue=217&v=3O_1UupZ71E&feature=emb_logo
9	Получение и применение металлов	https://www.youtube.com/watch?time_continue=347&v=ZmgAo8Q3jFI&feature=emb_logo
9	Природные источники углеводородов: природный газ, нефть, уголь	https://www.youtube.com/watch?time_continue=206&v=O9e6ORyASjI&feature=emb_logo
9	Свойства металлов, неметаллов и их соединений. Генетическая связь между классами неорганических соединений	Свойства+металлов+неметаллов+и+их+соединений
9	Вычисления по химическим уравнениям количества, объёма, массы вещества по количеству, объёму, массе реагентов или продуктов реакции	https://www.youtube.com/watch?time_continue=8&v=nwIVA6XBq5w&feature=emb_logo

Свойства кислот

Кислоты — это сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка. Общая формула кислот Н_nА, где А — кислотный остаток. Кислоты (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы водорода Н⁺ и анионы кислотного остатка.

Классификация. По наличию (отсутствию) кислорода в составе кислот они подразделяются на кислородсодержащие (например, H₃PO_{4и H2SO4) и бескислородные (например, HCl и HBr). По основности (числу ионов H⁺, образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) кислоты делятся на одноосновные (если образуется один ион H⁺: HClH⁺ + Cl^–; одна ступень диссоциации) и многоосновные – двухосновные (если образуются два иона H⁺: H2SO4 2H⁺ + SO4^2–; две ступени диссоциации), трехосновные (если образуются три иона H⁺: H3PO4 3H⁺ + PO4^3–; три ступени диссоциации) и т.д.}

Физические свойства. Кислоты бывают газообразные, жидкие и твердые. Некоторые имеют запах и цвет. Кислоты отличаются различной растворимостью в воде.

 

Химические свойства кислот

 

1) Диссоциация: HCl + nH₂OH⁺×kH₂O + Cl^–×mH₂O (сокращенно: HClH⁺ + Cl^– ).

 Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням (в основном по первой):

 

H₂SO₄ H⁺ + НSO₄^–  (1 ступень) и HSO₄^– H⁺ + SO₄^2– (2 ступень).

 

2) Взаимодействие с индикаторами:

 

индикатор + Н⁺ (кислота)   окрашенное соединение.

 

Фиолетовый лакмус и оранжевый метилоранж окрашиваются в кислых средах в розовый цвет, бесцветный раствор фенолфталеина не меняет своей окраски.

3) Разложение. При разложении кислородсодержащих кислот получаются кислотный оксид и вода.

 

H₂SiO₃ SiO₂ + H₂O.

 

Бескислородные кислоты распадаются на простые вещества:

 

2HCl Cl₂ + H₂.

 

Кислоты-окислители разлагаются сложнее:

4НNO₃  4NO₂­ + 2H₂O + O₂­.

 

4) Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

 

H₂SO₄+ Ca(OH)₂ ® CaSO₄¯ + 2H₂O       2H⁺ + SO₄^2–+ Ca²⁺ +2OH^– ® CaSO₄¯ + 2H₂O

H₂SO₄+ Zn(OH)₂ ® ZnSO₄ + 2H₂O               2H⁺  +  Zn(OH)₂ ® Zn²⁺  + 2H₂O.

 

5) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

 

H₂SO₄+ CaO ® CaSO₄¯ + H₂O          2H⁺ + SO₄^2–+ CaO ® CaSO₄¯ + H₂O

H₂SO₄+ ZnO ® ZnSO₄ + H₂O          2H⁺  + ZnO ® Zn²⁺  + H₂O.

 

6) Взаимодействие с металлами: а) кислоты-окислители по Н⁺ (HCl, HBr, HI, HClO₄, H₂SO₄, H₃PO₄и др.).

В реакцию вступают металлы, расположенные в ряду активности до водорода:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

 

2HCl + Fe ® FeCl₂ + H₂­          2H⁺ + Fe ® Fe²⁺ + H₂­.

 

б) кислоты-окислители по аниону (концентрированная серная, азотная любой концентрации):

 

2Fe + 6H₂SO_{4 (конц.)}  Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂­ + 6H₂O

2Fe + 12H⁺+ 3SO₄^2–® 2Fe³⁺ + 3SO₂­ + 6H₂O.

 

7) Взаимодействие с солями. Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок:

 

2HCl + Na₂CO₃® 2NaCl + CO₂­ + H₂O          2H⁺ + CO₃^2–® CO₂­ + H₂O

СaCl₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄¯ + 2HCl             Сa²⁺ + SO₄^2- ® CaSO₄¯.

 

Получение. Бескислородные кислоты получают:

1) Из неметаллов и водорода с последующим растворением образовавшегося газа в воде:

 

Cl₂ + H₂ 2HCl.

 

2) При действии сильных кислот на соли более слабых или летучих бескислородных кислот:

 

2HCl + Na₂S ® 2NaCl + Н₂S­                          2H⁺ + S^2– ® Н₂S­.

 

Кислородсодержащие кислоты получают:

1) Взаимодействием кислотного оксида и воды. Оксид кремния(IV) SiO₂с водой не реагирует!

 

SO₂ + H₂O H₂SO₃.

 

2) При действии сильных кислот на соли более слабых или летучих кислородсодержащих кислот:

 

2HCl + Na₂CO₃® 2NaCl + Н₂СО₃                   2H⁺ + CO₃^2– ® Н₂СО₃.

Л.А. Яковишин

Таблица растворимости солей, кислот и оснований

Содержание:

Таблица растворимости вместе с таблицей Менделеева являются основным теоретическим материалом при изучении химии! Растворимость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц.

Если при изучении материала на данной странице у Вас возникнут вопросы, Вы всегда можете задать их на нашем форуме. Также на Вам помогут решить задачи по химии, теории вероятности, математике, геометрии и многим другим предметам!

Полная таблица растворимости солей, кислот и оснований

Условные обозначения таблицы растворимости:
Р — вещество хорошо растворимо в воде;
М — вещество малорастворимо в воде;
Н — вещество практически нерастворимо в воде, но легко растворяется в слабых или разбавленных кислотах;
РК — вещество нерастворимо в воде и растворяется только в сильных неорганических кислотах;
НК — вещество нерастворимо ни в воде, ни в кислотах;
Г — вещество полностью гидролизуется при растворении и не существует в контакте с водой;
— — вещество не существует.

Стандартная (школьная) таблица растворимости

Таблица растворимости используют для проверки условий протекания реакции, так как одним из условий протекания реакции является образование осадка (необратимость протекания реакции), то по таблице расворимости можно проверить образование осадка и тем самым определить, протекает реакиция или нет.

Помимо таблицы растворимости на сайте Вы можете посмотреть тригонометрические формулы, таблицу производных и таблицу интегралов. Пользуйтесь на здоровье!

Слишком сложно?

Таблица растворимости солей, кислот и оснований не по зубам? Тебе ответит эксперт через 10 минут!

Таблица прочности кислот и щелочей

Таблица прочности кислот и щелочей

Таблица кислот и оснований Прочность

Ка	Кислота		База
	Имя	Формула	Формула	Имя
Большой	хлорная кислота	HClO 4	ClO 4 —	Перхлорат-ион
3.2 * 10 9	Hydroiodic кислота	HI	I-	Йодид
1,0 * 10 9	Бромистоводородная кислота	HBr	руб .-	Бромид
1.3 * 10 6	Кислота соляная	HCl	Cl-	Хлорид
1,0 * 10 3	Серная кислота	H 2 SO 4	HSO 4 —	Ион сероводорода
2.4 * 10 1	Азотная кислота	HNO 3	НЕТ 3 —	Нитрат-ион
———	Гидроний ион	H 3 O +	H 2 O	Вода
5.4 * 10 -2	Щавелевая кислота	HO 2 C 2 O 2 H	HO 2 C 2 O 2 —	Ион оксалата водорода
1.3 * 10 -2	Сернистая кислота	H 2 SO 3	HSO 3 —	Ион сероводорода
1,0 * 10 -2	Ион сероводорода	HSO 4 —	СО 4 2-	Сульфат-ион
7.1 * 10 -3	Фосфорная кислота	H 3 PO 4	H 2 PO 4 —	Дигидроген фосфат-ион
7.2 * 10 -4	Азотистая кислота	HNO 2	НЕТ 3 —	Нитрит-ион
6,6 * 10 -4	Плавиковая кислота	HF	Ф —	Фторид-ион
1.8 * 10 -4	Methanoic кислота	HCO 2 H	HCO 2 —	метаноат ион
6,3 * 10 -5	Бензойная кислота	C 6 H 5 COOH	С 6 В 5 СОО-	Бензоат-ион
5.4 * 10 -5	Ион оксалата водорода	HO 2 C 2 O 2-	O 2 C 2 O 2 2-	Оксалат-ион
1.8 * 10 -5	Ethanoic кислота	CH 3 COOH	CH 3 COO	Ethanoate (ацетат) ион
4,4 * 10 -7	Угольная кислота	CO 3 2-	HCO 3 —	Ион карбоната водорода
1.1 * 10 -7	Сероводородная кислота	H 2 S	HS-	Ион сероводорода
6,3 * 10 -8	Дигидроген фосфат-ион	H 2 PO 4 —	HPO 4 2-	Ион фосфата водорода
6.2 * 10 -8	Ион сероводорода	HS —	S 2-	Сульфит-ион
2,9 * 10 -8	Хлорноватистая кислота	HClO	ClO —	Гипохлорит-ион
6.2 * 10 -10	Синильная кислота	HCN	CN —	Цианид-ион
5,8 * 10 -10	Ион аммония	NH 4 +	NH 3	Аммиак
5.8 * 10 -10	Борная кислота	H 3 BO 3	H 2 BO 3 —	Дигидроген карбонат-ион
4,7 * 10 -11	Ион карбоната водорода	HCO 3 —	CO 3 2-	Карбонат-ион
4.2 * 10 -13	Ион фосфата водорода	HPO 4 2-	PO 4 3-	Фосфат-ион
1,8 * 10 -13	Дигидроген борат-ион	H 2 BO 3 —	HBO 3 2-	Борат-ион водорода
1.3 * 10 -13	Ион сероводорода	HS-	S 2-	Сульфид-ион
1,6 * 10 -14	Борат-ион водорода	HBO 3 2-	БО 3 3-	Борат-ион
———	вода	H 2 O	OH-	Гидроксид

1.Сильные кислоты перечислены в верхнем левом углу. стороны таблицы и имеют значения Ka> 1
2. Кислота со значениями меньше единицы считается слабой.
3. Сильные основания перечислены в правом нижнем углу таблицы и становятся слабее. по мере продвижения к началу таблицы.

15.1: Классификация кислот и оснований

Цели обучения

• Чтобы понять различия между тремя определениями кислот и оснований
• Определение кислот, оснований и сопряженных кислотно-основных пар в соответствии с тремя определениями кислот и оснований
• Чтобы понять концепцию сопряженных кислотно-основных пар в кислотно-основных реакциях
• Напишите уравнение реакции переноса протона с участием кислоты или основания Бренстеда-Лоури и покажите, как его можно интерпретировать как реакцию переноса пары электронов , четко идентифицируя донор и акцептор.
• Приведите пример кислотно-основной реакции Льюиса , в которой не участвуют протоны.

Кислоты и основания известны давно. Когда Роберт Бойль охарактеризовал их в 1680 году, он отметил, что кислоты растворяют многие вещества, изменяют цвет некоторых природных красителей (например, они меняют лакмусовый лакмус с синего на красный) и теряют эти характерные свойства после контакта со щелочами (основаниями). . В восемнадцатом веке было признано, что кислоты имеют кислый вкус, реагируют с известняком с выделением газообразного вещества (теперь известно, как CO ₂ ) и взаимодействуют со щелочами с образованием нейтральных веществ.В 1815 году Хамфри Дэви внес большой вклад в развитие современной кислотно-щелочной концепции, продемонстрировав, что водород является незаменимым компонентом кислот. Примерно в то же время Джозеф Луи Гей-Люссак пришел к выводу, что кислоты — это вещества, которые могут нейтрализовать основания, и что эти два класса веществ можно определить только в терминах друг друга. Значение водорода было вновь подчеркнуто в 1884 году, когда Карл Аксель Аррениус определил кислоту как соединение, которое растворяется в воде с образованием катионов водорода (теперь признанных ионами гидроксония), и основание как соединение, которое растворяется в воде с образованием гидроксид-анионов.

Кислоты и щелочи — обычные растворы, которые существуют повсюду. Почти каждая жидкость, с которой мы сталкиваемся в повседневной жизни, имеет кислотные и основные свойства, за исключением воды. Они обладают совершенно другими свойствами и способны нейтрализоваться с образованием H ₂ O, что будет обсуждаться позже в подразделе. Кислоты и основания можно определить по их физическим и химическим наблюдениям (Таблица \ (\ PageIndex {1} \)).

,,

Таблица \ (\ PageIndex {1} \): Общие свойства кислот и оснований

КИСЛОТ	ОСНОВЫ
вызывает колющую боль в ране.	дает ощущение скользкости.
вкус кисловатый.	вкус горький.
бесцветны при помещении в фенолфталеин (индикатор).	розовые при помещении в фенолфталеин (индикатор).
— красные на синей лакмусовой бумаге (индикатор pH).	— синие на красной лакмусовой бумаге (индикатор pH).
имеют pH <7.	имеют pH> 7.
образуют водород при взаимодействии с металлами.
образует диоксид углерода при взаимодействии с карбонатами.
Общие примеры: лимоны, апельсины, уксус, моча, серная кислота, соляная кислота	Общие примеры: мыло, зубная паста, отбеливатель, чистящие средства, известковая вода, аммиачная вода, гидроксид натрия.

Кислоты и основания в водных растворах будут проводить электричество, потому что они содержат растворенные ионы. Следовательно, кислоты и основания , электролиты . Сильные кислоты и основания будут сильными электролитами . Слабые кислоты и основания будут слабыми электролитами. Это влияет на величину проводимости.

В химии кислоты и основания были определены по-разному в трех наборах теорий : Первая — это определение Аррениуса, определенное выше, которое вращается вокруг идеи, что кислоты — это вещества, которые ионизируются (отщепляются) в водном растворе с образованием водорода ( H ⁺ ), в то время как основания производят ионы гидроксида (OH ^— ) в растворе.Два других определения подробно обсуждаются, включая определение Бренстеда-Лоури , которое определяет кислоты как вещества, которые отдают протоны (H ⁺ ), тогда как основания — это вещества, которые принимают протоны, а теория Льюиса кислот и оснований утверждает, что кислоты являются акцепторами электронных пар, а основания — донорами электронных пар. {+}} \), которые присутствуют при добавлении в воду.{-} (aq)} \ label {eq3} \]

Все кислоты Аррениуса содержат легко отделяемый водород, который образует ионы гидроксония в растворе, а все основания Аррениуса имеют легко отделяемые группы ОН, которые образуют ионы гидроксида в растворе.

Ограничение аррениусовского определения кислот и оснований

Аррениусовские определения кислотности и щелочности ограничиваются водными растворами и относятся к концентрации сольватированных ионов. Согласно этому определению, чистый \ (\ ce {h3SO4} \) или \ (\ ce {HCl} \), растворенный в толуоле, не является кислотным, несмотря на тот факт, что обе эти кислоты будут отдавать протон толуолу.{-}} \)) легко депротонирует аммиак. Таким образом, определение Аррениуса может описывать только кислоты и основания в водной среде. Определение Аррениуса может только описывать кислоты и основания в протонных растворителях и средах (например, вода, спирты, в белках и т. -} \), и сопряженную кислоту аммиака, \ (\ ce {Nh5 +} \):

Реакция между кислотой Бренстеда-Лоури и водой называется кислотной ионизацией.{-}}]} {[\ ce {C5NH5}]} \ nonumber \]

Обратите внимание, что обе эти реакции ионизации представлены как равновесные процессы. Относительная степень протекания этих реакций кислотной и основной ионизации — важная тема, рассматриваемая в следующем разделе этой главы. В предыдущих абзацах мы видели, что вода может действовать как кислота или основание, в зависимости от природы растворенного вещества, растворенного в ней. Фактически, в чистой воде или в любом водном растворе вода действует как кислота и основание.{−11} M \ nonumber \]

Амфотерные виды

Подобно воде, многие молекулы и ионы могут приобретать или терять протон в соответствующих условиях. Такие виды называют амфипротическими. Другой термин, используемый для описания таких видов, — амфотерный, который является более общим термином для видов, которые могут действовать как кислота или основание по любому определению (не только по определению Бренстеда-Лоури). 2 -} (водн.) + \ Ce {H_2O} _ {(l)} \)

Кислоты и основания Льюиса

Концепция донора-акцептора протонов Бренстеда-Лоури была одной из самых успешных теорий химии.Но, как и в случае с любой такой теорией, справедливо спросить, не является ли это частным случаем более общей теории, которая могла бы охватывать даже более широкий диапазон химической науки. В 1916 г. Льюис из Калифорнийского университета предположил, что электронная пара является доминирующим действующим лицом в кислотно-основной химии. Теория Льюиса была известна лишь в 1923 году (в том же году, когда Бронстед и Лоури опубликовали свою работу), но с тех пор она была признана очень мощным инструментом для описания химических реакций самого разного типа и широко используется в органическая и неорганическая химия.Концепция кислот и оснований Бренстеда-Лоури определяет основание как любое вещество, которое может принимать протон, а кислоту как любое вещество, которое может отдавать протон. Льюис предложил альтернативное определение, которое вместо этого фокусируется на пар электронов . По словам Льюиса:

• Кислота — это вещество, которое принимает пару электронов и при этом образует ковалентную связь с объектом, который поставляет электроны.
• Основание — это вещество, которое передает неподеленную пару электронов принимающей части, с которой электроны могут быть разделены.

В современной химии доноры электронов часто называют нуклеофилами, а акцепторы — электрофилами.

Кислотно-основная нейтрализация Льюиса с переносом электронных пар

Подобно тому, как любая кислота Аррениуса также является кислотой Бренстеда, любая кислота Бренстеда также является кислотой Льюиса, поэтому все различные кислотно-основные концепции «совместимы снизу вверх». Хотя нам действительно не нужно думать о переносах электронных пар, когда мы имеем дело с обычными кислотно-щелочными реакциями в водном растворе, важно понимать, что именно возможность обмена электронными парами делает возможным перенос протонов.

Это уравнение для простой кислотно-щелочной нейтрализации показывает, что определения Бренстеда и Льюиса на самом деле представляют собой просто разные взгляды на один и тот же процесс. Обратите особое внимание на следующие моменты:

• Стрелка показывает движение протона от иона гидроксония к иону гидроксида.
• Обратите внимание, что сами электронные пары не двигаются; они остаются прикрепленными к своим центральным атомам. Электронная пара на основании «передается» акцептору (протону) только в том смысле, что в конечном итоге она становится общим с акцептором, а не является исключительной собственностью атома кислорода в гидроксид-ионе.
• Хотя ион гидроксония здесь является номинальной кислотой Льюиса, он сам по себе не принимает электронную пару, а действует просто как источник протона, который координируется с основанием Льюиса.

Примечание

Особенно важно иметь в виду, что пара электронов остается на донорной частице. Во-первых, он отличает кислотно-основную реакцию Льюиса от окислительно-восстановительной реакции , в которой действительно происходит физический перенос одного или нескольких электронов от донора к акцептору.

Продукт кислотно-основной реакции Льюиса официально известен как «аддукт , » или «комплекс», хотя мы обычно не используем эти термины для простых реакций переноса протона, таких как та, что в приведенном выше примере. Здесь протон соединяется с гидроксид-ионом с образованием «аддукта» \ (\ ce {h3O} \). Следующие ниже примеры иллюстрируют эти моменты для некоторых других реакций переноса протона, с которыми вы уже должны быть знакомы.

Другой пример, показывающий автопротолиз воды.{+}} \) ион.

Кислотно-щелочная нейтрализация Льюиса без переноса протонов

Молекулы с дефицитом электронов, такие как BCl ₃ , содержат менее октета электронов вокруг одного атома и имеют сильную тенденцию получать дополнительную пару электронов, реагируя с веществами, которые обладают неподеленной парой электронов. Определение Льюиса, которое менее ограничительно, чем определение Бронстеда – Лоури или определение Аррениуса, выросло из его наблюдения за этой тенденцией.Общая кислотно-основная реакция Бренстеда – Лоури может быть изображена электронными символами Льюиса следующим образом:

Протон (H ⁺ ), не имеющий валентных электронов, является кислотой Льюиса, потому что он принимает неподеленную пару электронов на основании для образования связи. Протон, однако, является лишь одним из многих электронодефицитных частиц, которые, как известно, реагируют с основаниями. Например, нейтральные соединения бора, алюминия и других элементов группы 13, которые обладают только шестью валентными электронами, имеют очень сильную тенденцию к получению дополнительной пары электронов.Таким образом, такие соединения являются сильнодействующими кислотами Льюиса, которые реагируют с донором электронных пар, таким как аммиак, с образованием кислотно-основного аддукта, новой ковалентной связи, как показано здесь для трифторида бора (BF ₃ ):

Связь, образованная между кислотой Льюиса и основанием Льюиса, представляет собой координированную ковалентную связь , потому что оба электрона обеспечиваются только одним из атомов (N в случае F ₃ B: NH ₃ ). Однако после образования координированная ковалентная связь ведет себя как любая другая ковалентная одинарная связь.

Виды с очень слабыми основаниями Бренстеда – Лоури могут быть относительно сильными основаниями Льюиса. Например, многие из тригалогенидов группы 13 хорошо растворимы в эфирах (R – O – R ‘), потому что атом кислорода в эфире содержит две неподеленные пары электронов, как и в H ₂ O. Следовательно, преобладающие частицы в Растворы электронодефицитных тригалогенидов в эфирных растворителях представляет собой кислотно-основной аддукт Льюиса. Реакция этого типа показана на рисунке \ (\ PageIndex {1} \) для трихлорида бора и диэтилового эфира:

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): реакция кислоты Льюиса / основания треххлористого бора и реакции диэтилового эфира

Примечание

• Молекулы с дефицитом электронов (с числом электронов менее одного октета) являются кислотами Льюиса.
• Кислотно-основное поведение многих соединений можно объяснить их электронными структурами Льюиса.

Многие молекулы с кратными связями могут действовать как кислоты Льюиса. В этих случаях основание Льюиса обычно отдает пару электронов для образования связи с центральным атомом молекулы, в то время как пара электронов, смещенных из кратной связи, становится неподеленной парой на конечном атоме.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Сильно электроотрицательные атомы кислорода оттягивают электронную плотность от углерода, поэтому атом углерода действует как кислота Льюиса.Стрелки указывают направление потока электронов.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Кислота Льюиса / основная реакция гидроксид-иона с диоксидом углерода

Пример \ (\ PageIndex {4} \)

Определите кислоту и основание в каждой кислотно-основной реакции Льюиса.

1. BH ₃ + (CH ₃ ) ₂ S → H ₃ B: S (CH ₃ ) ₂
2. CaO + CO ₂ → CaCO ₃
3. BeCl ₂ + 2 Cl ^— → BeCl ₄ ^2-

Дано: реагентов и продуктов

Запрошено: идентичность кислоты Льюиса и основания Льюиса

Стратегия:

В каждом уравнении укажите реагент с дефицитом электронов и реагент, являющийся донором электронных пар.Электронодефицитным соединением является кислота Льюиса, а другим — основание Льюиса.

Решение:

1. В BH ₃ бор имеет только шесть валентных электронов. Следовательно, в нем электронодефицит и он может принимать неподеленную пару. Как и кислород, атом серы в (CH ₃ ) ₂ S имеет две неподеленные пары. Таким образом (CH ₃ ) ₂ S отдает электронную пару серы атому бора BH ₃ . Основание Льюиса — (CH ₃ ) ₂ S, а кислота Льюиса — BH ₃ .
2. Как и в реакции, показанной в уравнении 8.21, CO ₂ принимает пару электронов от иона O ^2- в CaO с образованием карбонатного иона. Кислород в CaO является донором электронных пар, поэтому CaO является основанием Льюиса. Углерод принимает пару электронов, поэтому CO ₂ — это кислота Льюиса.
3. Хлорид-ион содержит четыре неподеленных пары. В этой реакции каждый хлорид-ион отдает одну неподеленную пару BeCl ₂ , который имеет только четыре электрона вокруг Be.Таким образом, ионы хлора являются основаниями Льюиса, а BeCl ₂ — кислотой Льюиса.

Упражнение \ (\ PageIndex {4A} \)

Определите кислоту и основание в каждой кислотно-основной реакции Льюиса.

1. (канал ₃ ) ₂ O + BF ₃ → (канал ₃ ) ₂ O: BF ₃
2. H ₂ O + SO ₃ → H ₂ SO ₄

Ответьте на

Основание Льюиса: (CH ₃ ) ₂ O; Кислота Льюиса: BF ₃

Ответ б

Основание Льюиса: H ₂ O; Кислота Льюиса: SO ₃

Упражнение \ (\ PageIndex {4B} \)

Вот еще несколько примеров кислотно-основных реакций Льюиса, которые не может учесть в моделях Бренстеда или Аррениуса.{2 +} \) Видео \ (\ PageIndex {1} \): Обзор кислот и оснований Льюиса

Сводка

Соединение, которое может отдавать протон (ион водорода) другому соединению, называется кислотой Бренстеда-Лоури. Соединение, которое принимает протон, называется основанием Бренстеда-Лоури. Частица, остающаяся после того, как кислота Бренстеда-Лоури потеряла протон, представляет собой сопряженное основание кислоты. Соединение, образующееся, когда основание Бронстеда-Лоури приобретает протон, представляет собой сопряженную кислоту основания. Таким образом, кислотно-основная реакция происходит, когда протон переносится от кислоты к основанию, с образованием сопряженного основания реагирующей кислоты и образованием сопряженной кислоты реагирующего основания.{−14} \; в\; 25 ° C} \ nonumber \]

Глоссарий

кислотная ионизация

реакция, включающая перенос протона от кислоты к воде с образованием ионов гидроксония и сопряженного основания кислоты

амфипротический

вид, который может получить или потерять протон в реакции

амфотерный

разновидности, которые могут действовать как кислоты или основания

автоионизация

реакция между идентичными частицами с образованием ионных продуктов; для воды эта реакция включает перенос протонов с образованием ионов гидроксония и гидроксида

основная ионизация

реакция, включающая перенос протона от воды к основанию с образованием ионов гидроксида и сопряженной кислоты основания

Кислота Бренстеда-Лоури

донор протонов

База Бренстеда-Лоури

акцептор протонов

конъюгированная кислота

вещество, образующееся, когда основание получает протон

сопряженное основание

вещество, образующееся при потере протона кислотой

константа ион-продукт для воды ( K _w )

константа равновесия для автоионизации воды

Авторы и ссылки

Кислоты и основания

Кислоты, основания и шкала pH

Термины кислота и основание описывают химические характеристики многих веществ, которые мы используем ежедневно.Кислые вещи кислые на вкус. Обычные или щелочные вещества имеют мыльный вкус. Сильные кислоты вызывают коррозию, а сильные основания — едкие; оба могут вызвать серьезное повреждение кожи, которое похоже на ожог. Однако слабые кислоты и основания обычны и относительно безвредны для нас. Что делает вещество кислым или основным? Следующее уравнение — хорошее место для начала:

2 H ₂ O & Равновесие; 1 H ₃ O ⁺ + 1 OH ^—

Начнем с двух молекул воды и переместим несколько атомов водорода.Одна молекула воды приобретает водород и, следовательно, принимает положительный заряд, в то время как другая молекула воды теряет атом водорода и, следовательно, становится отрицательно заряженной. H ₃ O ⁺ называется ионом гидроксония, и он делает вещи кислыми. OH ^— называется гидроксил-ионом, и он делает вещи основными. Однако в воде существует баланс между гидроксониями и гидроксилами, поэтому они нейтрализуют заряды друг друга. Чистая вода не является ни кислой, ни щелочной; это нейтрально.

Так как же что-то становится кислым или щелочным? Это происходит, когда гидроксоний и гидроксилы не сбалансированы.Если положительно заряженных гидроксониев больше, чем отрицательно заряженных гидроксилов, то вещество кислое. Если отрицательно заряженных гидроксилов больше, чем положительно заряженных гидроксониев, то вещество становится основным. pH фактически означает «потенциал (или мощность) водорода».

Примечание : Иногда люди пишут H ⁺ как сокращение от H ₃ O ⁺ , и это может вызвать путаницу, потому что иногда, когда люди пишут H ⁺ , они действительно имеют в виду только H ⁺ и не H ₃ O ⁺ .Следите за этим и попросите разъяснений!

Когда мы растворяем кислоты в воде, мы создаем избыток гидроксония. Когда мы растворяем основания в воде, мы создаем избыток гидроксилов. Вот два примера. Уксус, слабая кислота, имеет химическую формулу CH ₃ COOH. При растворении в воде он превращается в CH ₃ COO ^— и H ⁺ . Ионы H ⁺ соединяются с молекулами воды с образованием H ₃ O ⁺ , поэтому раствор становится кислым.Теперь давайте посмотрим на щелок, сильное основание с химической формулой NaOH (гидроксид натрия). Если мы добавим NaOH в воду, он диссоциирует на Na ⁺ и OH ^— . Натрий не делает ничего важного, но гидроксилы делают раствор более щелочным.

Последний вопрос: почему сильные кислоты и сильные основания такие противные? Это потому, что они не сбалансированы. У них либо слишком много положительных зарядов, и они ищут отрицательные, чтобы восстановить баланс, либо у них слишком много отрицательных зарядов, и они ищут положительные, чтобы восстановить баланс.Это заставляет их очень быстро реагировать на все, с чем они контактируют. Когда положительные и отрицательные стороны равны, они нейтрализуют друг друга.

Что такое pH ?: pH — это шкала, по которой мы измеряем силу кислот и оснований. pH обозначает потенциал водорода и является приблизительно отрицательным из десятичного логарифма молярной концентрации ионов водорода, поэтому pH = -log ₁₀ [H ⁺ ]

Шкала pH — это показатель кислотности по 14-балльной шкале, где 7 — нейтральная средняя точка.pH представляет собой логарифмическую шкалу (как шкала Рихтера для землетрясений), поэтому pH 4 в 10 раз более кислый, чем pH 5, и в 100 раз более кислый, чем pH 6. Вы можете купить электронные pH-метры или pH-индикатор. бумага от любой биологической или лабораторной компании-поставщика, которая может быть использована для точного измерения кислотного или основного качества веществ, которые вы хотите проверить. Попробуйте это моделирование, чтобы определить pH некоторых распространенных веществ.

Дополнительный мини-эксперимент : Сделайте свой собственный индикатор pH, используя сок красной капусты.Смешайте 2 стакана нарезанных листьев красной капусты и 1 стакан воды в кухонном комбайне или электрическом блендере, пока кусочки не станут крошечными и однородными. Процедите твердые частицы и оставьте жидкость. Если у вас нет блендера, вы также можете крупно нарезать капусту и варить ее в воде около 5 минут, пока жидкость не станет темно-фиолетовой. Эта фиолетовая жидкость изменит цвет в зависимости от кислотности или щелочности веществ, которые вы хотите проверить. Добавьте около 10 капустного сока примерно к 1 столовой ложке исследуемого вещества.Какого цвета капустный сок превращается в кислоту, такую ​​как белый уксус? Какого цвета капустный сок превращается в основу, такую ​​как пищевая сода и водный раствор?

Проверьте pH различных веществ и создайте соответствующую цветовую шкалу pH. Сравните свои результаты с таблицей здесь.

Вы также можете сделать индикаторную бумагу, окунув полоски белого бумажного полотенца, кофейные фильтры или белый картон в капустный сок, пока они не станут фиолетовыми. Когда фиолетовые полоски высохнут, используйте зубочистку, соломинку с содой или пипетку для глаз, чтобы нанести на полоски каплю тестового раствора.Как результаты соотносятся с вашей диаграммой pH?

сильных кислот и оснований: таблица и примеры — видео и стенограмма урока

Strong Acids

Вы можете быть немного удивлены, когда узнаете, что одна из самых сильных кислот находится внутри вашего тела! Соляная кислота , или HCl , представляет собой сложное вещество, состоящее из атомов водорода и хлора, имеющее pKa -7. Эта кислота не существует в полной мере в вашем теле. Его смешивают с другими соединениями, снижающими кислотность.

Химическое наименование	Химическая формула	Ионизация
Кислота соляная	HCl	Н (+) + Cl (-)
Серная кислота	ч3 SO4	Н (+) + HSO4
Азотная кислота	HNO3	H (+) + NO3
Йодоводородная кислота	HI	Н (+) + Я (-)
Кислота бромистоводородная	HBr	Н (+) + Br (-)
Хлорная кислота	HClO4	Н (+) + HClO3

Если вы занимаетесь садоводством, то, вероятно, вы использовали удобрение, изготовленное из серной кислоты , другой сильной кислоты.Серная кислота — это кислота, состоящая из водорода в сочетании с сульфатом, дающая химическую формулу h3 SO4 . PKa серной кислоты составляет от -3 до 2 в зависимости от концентрации.

Или, возможно, вы использовали удобрение на основе азотной кислоты или HNO3 . Это сильная кислота, состоящая из водорода и нитрата, с pKa -1,3. Другие сильные кислоты включают иодистоводородную кислоту, хлорноватую кислоту, бромистоводородную кислоту и хлорную кислоту.

Strong Bases

Вероятно, прямо сейчас у вас дома есть вещества, изготовленные на основе сильных оснований. NaOH , или гидроксид натрия , представляет собой основное вещество с pKb около 0,2, состоящее из атома натрия и молекулы гидроксида. Обычно он используется при изготовлении пластика и очистителей канализации.

918 10 К (+) + ОН (-)

Химическое наименование	Химическая формула	Ионизация
Натрия гидроксид	NaOH	Na (+) + OH (-)
Гидроксид калия	КОН
Гидроксид рубидия	RbOH	Rb (+) + OH (-)
Гидроксид кальция	CaOh3	Са (+) + 2ОН (-)
Гидроксид цезия	CsOH	Cs (+) + OH (-)
Гидроксид лития	LiOH	Li (+) + OH (-)

Еще одно сильное основание — гидроксид калия с химической формулой КОН .Это базовое вещество с pKb 0,5. Это обычная основа для щелочных батарей, многих мыла и моющих средств. Иногда вы увидите его под другим названием — едкий калий.

Есть еще около четырех других баз, которые считаются сильными, чтобы завершить шесть самых сильных баз. Это гидроксид рубидия, гидроксид кальция, гидроксид цезия и гидроксид лития.

Краткое содержание урока

Теория Аррениуса утверждает, что кислоты — это заряженные молекулы или соединения, которые выделяют ионы водорода (H +) при диссоциации, а оснований — это заряженные молекулы или соединения, которые выделяют гидроксид-ионы (OH-), когда они диссоциируют.Основной также называется щелочным .

Ka сообщает, насколько вероятно диссоциация кислоты, а Kb сообщает, насколько вероятно диссоциация основания. pKa — отрицательный логарифм Ka, а pKb — отрицательный логарифм Kb. Меньшие значения pKa указывают на сильную кислоту, а меньшие значения pKb указывают на сильное основание.

Сильные кислоты включают:

• соляную кислоту (HCl) : pKa -7
• Серная кислота (h3 SO4 : pKa от -3 до -2
• Азотная кислота (HNO3) : pKa 1.3
• Йодоводородная кислота
• Хлорная кислота
• Кислота бромистоводородная
• Хлорная кислота

Сильные основания включают:

• Гидроксид натрия (NaOH) : pKb 0,2
• Гидроксид калия (КОН) , также называемый едким калием: pKb 0,5
• Гидроксид рубидия
• Гидроксид кальция
• Гидроксид цезия
• Гидроксид лития

Кислоты и основания | Типы реакций

Что такое кислоты и основания? (ESBQV)

Кислоты и щелочи бытовые

Осмотрите свой дом и школу и найдите примеры кислот и оснований.Помните, что пища также может быть кислой или щелочной.

Составьте список всех найденных предметов. Как вы думаете, почему это кислоты или основания?

Некоторые распространенные кислоты и основания, а также их химические формулы показаны в Таблице 13.1.

Кислота	Формула	Основа	Формула
\ 009 Хлороводородная кислота	Гидроксид натрия	\ (\ text {NaOH} \)
Серная кислота	\ (\ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {4} \)	Гидроксид калия	\ (\ text {KOH} \)
Серная кислота	\ (\ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {3} \)	Карбонат натрия	\ (\ text {Na} _ {2} \ text {CO} _ {3} \)
Уксусная (этановая) кислота	\ (\ text {CH} _ {3} \ text {COOH} \)	Гидроксид кальция	\ (\ text {Ca} (\ t ext {OH}) _ {2} \)
Угольная кислота	\ (\ text {H} _ {2} \ text {CO} _ {3} \)	Магний гидроксид	\ (\ text {Mg} (\ text {OH}) _ {2} \)
Азотная кислота	\ (\ text {HNO} _ {3} \)	Аммиак	\ (\ text {NH} _ {3} \)
Фосфорная кислота	\ (\ text {H} _ {3} \ text {PO} _ {4} \)	Бикарбонат натрия	\ (\ text {NaHCO} _ {3} \)

Таблица 13.1: Некоторые распространенные кислоты и основания и их химические формулы.

Большинство кислот обладают определенными характеристиками, и большинство оснований также обладают схожими характеристиками. Важно иметь определение кислот и оснований, чтобы их можно было правильно идентифицировать в реакциях.

Определение кислот и оснований (ESBQW)

Одно из первых замечаний о кислотах — это то, что они имеют кислый вкус. Было отмечено, что основы имеют мыльный вкус и горький вкус.{-} \) ионов и, следовательно, является основанием .

Обратите внимание, что мы пишем \ (\ stackrel {\ text {H} _ {2} \ text {O}} {\ longrightarrow} \), чтобы указать, что для диссоциации необходима вода.

Однако это определение может использоваться только для кислот и оснований в воде . Поскольку существует множество реакций, которые не происходят в воде, важно было дать более широкое определение кислот и оснований. {-} \ text {(aq)} \)

Чтобы решить, какое вещество является донором протонов, а какое — акцептором протонов, нам нужно посмотреть, что происходит с каждым реагентом.{+} \ text {(aq)} \)

Вода отдает протон и, следовательно, в этой реакции является кислотой . Аммиак принимает протон и, следовательно, является основанием .

Обратите внимание на эти примеры, как мы смотрели на общие элементы, чтобы разбить реакцию на две части. Итак, в первом примере мы проследили, что случилось с хлором, чтобы увидеть, является ли он частью кислоты или основания. Мы также проследили за азотом, чтобы увидеть, является ли он частью кислоты или основания.Вы также должны заметить, что в реакции с кислотой с правой стороны на один водород меньше, а в реакции с основанием — с дополнительным водородом с правой стороны.

Амфотерные вещества

В приведенных выше примерах \ (\ text {2} \) и \ (\ text {3} \) мы замечаем интересную вещь о воде. В примере \ (\ text {2} \) мы обнаруживаем, что вода действует как основание (она принимает протон). Однако в примере \ (\ text {3} \) мы видим, что вода действует как кислота (отдает протон)!

В зависимости от того, с какой водой реагирует, она может реагировать как основание или как кислота.Считается, что вода амфотерная . Вода в этом отношении не уникальна, некоторые другие вещества также являются амфотерными.

Амфотерный

Амфотерное вещество — это вещество, которое может вступать в реакцию как с кислотой, так и с основанием.

Когда мы смотрим только на кислоты и основания Бренстеда-Лоури, мы можем также говорить об амфипротических веществах, которые представляют собой особый тип амфотерных веществ.

Амфипротика

Амфипротическое вещество — это вещество, которое может реагировать либо как донор протона (кислота Бренстеда-Лоури), либо как акцептор протона (основание Бренстеда-Лоури). {2 -} \ text {(aq)} + 2 \ text {H} _ {2} \ text {O (l)} \]

В этой главе мы в основном будем рассматривать монопротонные кислоты (кислоты, которые могут отдавать только один протон).Если вы видите в реакции полипротонную кислоту, запишите полученное уравнение реакции, в котором кислота отдает все свои протоны.

Некоторые примеры полипротонных кислот: \ (\ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {4} \), \ (\ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {3 } \), \ (\ text {H} _ {2} \ text {CO} _ {3} \) и \ (\ text {H} _ {3} \ text {PO} _ {4} \).

Высокие оценки в науке — залог вашего успеха и будущих планов. Проверьте себя и узнайте больше о практике Сиявулы.

Зарегистрируйтесь и проверьте себя

Кислоты и основания

Упражнение 13.{+} \ text {(aq)} \)

Отсюда мы видим, что кислота Бренстеда-Лоури — это \ (\ text {HNO} _ {3} \), а основание Бренстеда-Лоури — это \ (\ text {NH} _ {3} \).

\ (\ text {HBr (aq)} + \ text {KOH (aq)} \ rightarrow \ text {KBr (aq)} + \ text {H} _ {2} \ text {O (l)} \)

Разбиваем реакцию на две части:

\ (\ text {HBr (aq)} \ rightarrow \ text {KBr (aq)} \) и

\ (\ text {KOH (aq)} \ rightarrow \ text {H} _ {2} \ text {O (l)} \)

Отсюда мы видим, что кислота Бренстеда-Лоури — это \ (\ text {HBr} \), а основание Бренстеда-Лоури — это \ (\ text {KOH} \).{+} \) образуют сопряженную кислотно-основную пару.

Слово «сопряженный» означает «связанный» или «связанный».

Мы можем представить это как:

Кислотно-основные пары конъюгата

Используя стандартные кислоты и основания из таблицы 13.1, выберите кислоту и основание из списка. Напишите химическое уравнение реакции этих двух соединений.

Теперь определите конъюгированные пары кислота-основание в выбранной вами реакции. Сравните свои результаты с результатами своих одноклассников.

Высокие оценки в науке — залог вашего успеха и будущих планов.{+} \ text {(aq)} \)

Из этого мы видим, что кислота Бренстеда-Лоури — это \ (\ text {H} _ {2} \ text {O} \), а база Бренстеда-Лоури — \ (\ text {NH} _ {3} \) .

Пометьте конъюгированные пары кислота-основание.

Объясните своими словами, что подразумевается под термином «сопряженная пара кислота-основание».

Конъюгированная пара кислота-основание представляет собой пару реагента и продукта, которые превращаются друг в друга за счет потери или усиления протона.Так, например, кислота теряет протон с образованием основания. Говорят, что кислота и полученное основание представляют собой пару сопряженных кислот и оснований.

Кислота и основание — разница и сравнение

Основания — химическая противоположность кислот. Кислоты определяются как соединения, которые отдают ион водорода (H ⁺ ) другому соединению (так называемому основанию ). Традиционно кислотой (от латинского acidus или acere , означающего кислый) было любое химическое соединение, которое при растворении в воде дает раствор с активностью ионов водорода, большей, чем в чистой воде, т.е.е. pH менее 7,0. Соответственно, основание представляло собой любое соединение, которое при растворении в воде дает раствор с активностью ионов водорода ниже, чем у чистой воды, то есть с pH выше 7,0 в стандартных условиях.

Растворимое основание также называется щелочью . Реакция между кислотой и основанием называется нейтрализацией, и эта нейтрализация приводит к образованию воды и соли. Летучие жидкости (кислоты) при смешивании со специфическими веществами превращаются в соли.Эти вещества образуют конкретную основу, отсюда и произошло название «база». Кислоты обычно являются донорами H +, а основания — акцепторами H +.

Таблица сравнения

.

Таблица сравнения кислоты и основания

	Кислота	Основание
Определение	Аррениуса Определение: Кислота — это любое химическое соединение, которое при растворении в воде дает раствор с активностью ионов водорода выше, чем в чистой воде.Определение Бронстеда Лоури: Кислота — это вещество, которое отдает протон.	Аррениуса Определение: Основа — это водное вещество, которое может принимать ионы водорода. Определение Бронстеда Лоури: Основание — это любое вещество, которое принимает протон.
pH (мера концентрации ионов водорода в растворе)	Менее 7,0.	Больше 7.0 и может увеличиваться до 14 в случае более сильных баз.
Физические характеристики	В зависимости от температуры кислоты могут находиться в твердой, жидкой или газообразной форме. Вкус кислый.	Базы кажутся скользкими из-за реакции основы с маслом вашей руки. Часто твердые вещества, за исключением аммиака, который является газом. Вкус горький.
Прочность	зависит от концентрации ионов гидроксония	зависит от концентрации гидроксид-ионов
Фенолфталеин	остается бесцветным	Делает розовый
Другие свойства	Электролиты проводят электричество (потому что электролиты), вступают в реакцию со многими металлами.	Электролиты, проводящие электричество, варьируются от нерастворимых до настолько растворимых, что могут вступать в реакцию с водяным паром.
Диссоциация	Ионы водорода, свободные от кислот (H +), при смешивании с водой.	При смешивании с водой образует свободные ионы гидроксида (ОН-).
Химическая формула	Кислота имеет химическую формулу с H в начале.Например, HCl (соляная кислота). Есть одно исключение из его правила: Ch4COOH = уксусная кислота (уксус)	Основание имеет химическую формулу с ОН на конце. Например, NaOH (гидроксид натрия).
Примеры	Уксусная кислота, т.е. Ch4COOH и серная кислота	Гидроксид натрия (NAOH) и аммиак (Nh4)
Лакмусовая бумажка	Кислоты меняют лакмусовую бумажку на красный.	Основы меняют лакмусовую бумагу синего цвета.

Свойства кислот и оснований

Основа оставляет ощущение скользкости на пальцах и имеет горький вкус. Они меняют лакмусовую бумажку на синий. Кислоты имеют кислый привкус и вызывают чувство покалывания на слизистых оболочках. Они меняют лакмусовую бумажку на красный. Они могут реагировать с основаниями с образованием солей и воды. Оба они проводят электричество в зависимости от диссоциации ионов. Кислоты имеют pH менее 7.0 и чем он ниже, тем сильнее становится кислота. Основания имеют pH от 7 до 14. Чем выше значение pH, тем сильнее будет основание. Уровень pH 7 — нейтральное вещество, которым является вода.

Лакмусовая проба и другие реакции

Лакмусовая бумага изготавливается из красителей, полученных из лишайников; он водорастворим, то есть может полностью растворяться в воде. Кислоты превращают синюю лакмусовую бумагу в красный цвет, а основания — в синий цвет. В следующем видео показано, как красная и синяя лакмусовая бумага реагирует на аммиак, соляную кислоту, воду и пищевую соду.

Сильные кислоты вызывают коррозию металлов. Они реагируют с большинством из них с образованием газообразного водорода. Сильные основания оказывают едкое действие на органические вещества.

Различия в применении кислот и щелочей

Кислоты часто используются для удаления ржавчины с металлов, в качестве электролита в аккумуляторах, при переработке полезных ископаемых, при производстве удобрений и бензина, а также в качестве добавок к продуктам питания и напиткам. Основы используются в первую очередь при уборке в качестве средств для мытья посуды и стирки, чистящих средств для духовок и пятновыводителей.

Типы и примеры кислот и оснований

Кислоты можно разделить на Минеральные кислоты, Сульфоновые кислоты, Карбоновые кислоты, Виниловые карбоновые кислоты и Нуклеиновые кислоты. Некоторые распространенные кислоты включают соляную кислоту (HCl), серную кислоту (H ₂ SO ₄ ), азотную кислоту (HNO ₃ ), уксусную кислоту, лимонную кислоту и молочную кислоту среди нескольких других. Основания бывают 2-х типов — основание и щелочь (растворимая основа). Некоторые общие основания включают гидроксид калия (КОН), гидроксид натрия (NaOH) и гидроксид магния (Mg (OH) ₂ ).

Список литературы

Поделитесь этим сравнением:

Если вы дочитали до этого места, подписывайтесь на нас:

«Кислота против основания». Diffen.com. Diffen LLC, н.д. Интернет. 23 июля 2021 г. <>

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильная кислота или сильное основание полностью ионизируется (диссоциирует) в растворе. В воде один моль сильной кислоты HA растворяется с образованием одного моля H + (в виде иона гидроксония H ₃ O ⁺ ) и одного моля сопряженного основания A ^—.По сути, не остается неионизированной кислоты ГК.

Сильная кислота: HA + H ₂ O → A ^— (водн.) + H ₃ O ⁺ (водн.)

Сильное основание: BOH + H ₂ O → B ⁺ ( водн.) + OH ^— (водн.)

Примеры сильных кислот и оснований приведены в таблице ниже. В водном растворе каждый из этих по существу ионизируется на 100%.

Слабая кислота или слабое основание только частично диссоциирует . В состоянии равновесия и кислота, и сопряженное основание присутствуют в растворе

Слабая кислота: AH + H ₂ O ↔ A ^— (водн.) + H ₃ O ⁺ (водн.)

Слабое основание: BOH + H ₂ O ↔ B ⁺ (водн.) + OH ^— (водн.) Или

B + H ₂ O ↔ BH ⁺ (водн.) + OH ^— (водн.)

Примеры слабых кислот и оснований приведены в таблице ниже.

Более сильные кислоты имеют большую константу диссоциации кислоты (Ka) и меньшую логарифмическую константу (pKa = −log Ka), чем более слабые кислоты. Чем сильнее кислота, тем легче она теряет протон H +.

Двумя ключевыми факторами, которые способствуют легкости депротонирования, являются полярность связи H-A и размер атома A, который определяет прочность связи H-A. Сила кислоты также зависит от стабильности конъюгированной основы.

См. Также Кислотно-основные свойства водных растворов солей с ионами как кислот, так и оснований, Буферные растворы, pKa неорганических кислот и оснований, pKa фенолов, спиртов и карбоновых кислот и pKa аминов, диаминов и циклических органических соединений азота , а также кислотно-щелочные индикаторы pH или значений pH некоторых растворов кислот и оснований.

927 K48 Гидроксид калия 2

579

Стонгские кислоты		Сильные основания
Бромистоводородная кислота	HBr	Гидроксид бария	Ba (OH)		Гидроксид бария	Ba (OH)
927		Гидроксид кальция	Ca (OH) 2
Йодоводородная кислота	HI	Гидроксид лития	LiOH
Азотная кислота	HNO 3
Хлорная кислота	HClO 4	Гидроксид натрия	NaOH
Серная кислота	H 2 SO 4	Гидроксид стронция	Sr (OH)

901 90 .

Author: alexxlab

Добавить комментарий Отменить ответ

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

Комментарий *

Имя *

Email *

Сайт

2019 © Все права защищены. Карта сайта

Слабые кислоты 9 0993		Слабые основания
Уксусная кислота	CH 3 COOH	Аммиак	NH 3
Углекислота	CO 2	Диэтиламин	(CH 3 CH 2 ) 2 NH
Муравьиная кислота	CHOOH	Метиламин	CH 3 NH 2
Гидроциановая кислота	Бикарбонат натрия	NaHCO 3
Плавиковая кислота	HF
Фосфорная кислота	H 3 PO 4