Вопрос 2 Кислоты, номенклатура, классификация, получение, свойства

Кислоты - сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков.

Классификация кислот

1. По числу атомов водорода: число атомов водорода (n) определяет основность кислот:

n = 1 одноосновная HCl

n = 2 двухосновная H₂S

n = 3 трехосновная H₃PO₄

Физические свойства кислот

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO₃, борная H₃BO₃. Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H₂SiO₃. Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислый вкус содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и т.д.

Способы получения кислот

бескислородные HCl, HBr, HI, HF, H₂S

кислородсодержащие HNO₃, H₂SO₄ и другие

Получение:

1. Взаимодействие оксидов неметаллов с водой:

2. Действием кислоты на соль:

3. Бескислородные кислоты получают соединением водорода с неметаллом:

Свойства кислот:

1. Взаимодействуют с металлами:

Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода, из кислот его не вытесняют. Водород не выделяется и при взаимодействии металлов с концентрированными азотной и серной кислотами.

2. С основными оксидами:

3) С основаниями:

4) С солями:

5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется кислота, выпадающая в осадок или выделяется газ:

Каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую

6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании

КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА

3 Гидроксиды, классификация, получение, свойства.

Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН^-.

По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента КОН – гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH, гидроксид кальция Ca(OH)₂, гидроксид хрома (II) – Cr(OH)₂, гидроксид хрома (III) – Cr(OH)₃.

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba и поэтому называемые щелочами) инерастворимые в воде. По числу гидроксильных групп (кислотность), способных замещаться на кислотный остаток, различают:

- однокислотные основания – KOH, NaOH;

- двухкислотные основания – Fe(OH)₂, Ba(OH)₂;

- трехкислотные основания – Al(OH)₃, Fe(OH)₃.

 

Получение:

1) Взаимодействие активных металлов с водой:

2) Взаимодействие оксидов с водой:

3) Взаимодействие щелочей с солями:

Свойства:

Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикаторов. ( Фенолфталеин становится малиновым).

1.С кислотами:

Взаимодействие оснований с кислотами называется реакцией нейтрализации.

1. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

3. С растворами соли:

4. Разлагаются при нагревании:

4.Амфотерные гидроксиды. Номенклатура. Получение и свойства

Амфотерные гидроксиды - это такие гидроксиды, растворенная в воде часть которых диссоциирует давая ионы водорода, катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка. Все амфотерные гидроксиды являются твёрдыми веществами. Нерастворимы в воде, в основном являются слабыми электролитами.

При нагревании разлагаются с образованием соответствующего амфотерного оксида, например:

При взаимодействии с кислотами образуют соли с амфотерным элементом в катионе, например:

При взаимодействии со щёлочью образуют соли с амфотерным элементом в анионе, например:

ПолучениеОбщим способом получения амфотерных гидроксидов является осаждение разбавленной щёлочью из растворов солей соответствующего амфотерного элемента, например:

Существует опасность, что щелочь окажется в избытке:

ZnSO₄ + 4NaOH(избыток) = Na₂[Zn(OH)₄] + Na₂SO₄

В ряде случаев при осаждении образуется не гидроксид, а гидрат оксида соответствующего элемента (например, гидраты оксидов железа(III), хрома(III), олова(II) и др.). Химические свойства таких гидратов по большей части аналогичны свойствам соответствующих гидроксидов.

Примеры амфотерных гидроксидов

К амфотерным относятся следующие гидроксиды:

• большинство гидроксидов d-элементов (хрома(III), железа, меди, цинка, кадмия и др.);

• ряд гидроксидов p-элементов (алюминия, галлия, олова, свинца и др.);

• из гидроксидов s-элементов амфотерным является гидроксид бериллия; формально к амфотерным гидроксидам может быть отнесена вода.

4. Соли, классификация, номенклатура, получение, свойства

Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками.

Исключением являются соли аммония, в которых с кислотными остатками связаны не атомы металла, а частицы NH₄⁺.

Названия солей составляются из названия кислотного остатка и названия металла. Главным в названии является кислотный остаток

названия кислородсодержащих солей имеют окончания "ат", а названия бескислородных солей – окончания "ид".

В некоторых случаях для кислородсодержащих солей может использоваться окончание "ит". Например, Na₂SO₃ – сульфит натрия. Это делается для того, чтобы различать соли серной кислоты (H₂SO₄) и сернистой кислоты (H₂SO₃) и в других таких же случаях.

 Все соли разделяются на средние, кислые и основные. Средние соли содержат только атомы металла и кислотного остатка.

Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Кислые соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы водорода.

Названия кислых солей содержат приставку "гидро" (от слова hydrogenium – водород). Например:

NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия,

K₂HPO₄ – гидрофосфат калия,

KH₂PO₄ – дигидрофосфат калия.

Основные соли образуются при неполной нейтрализации основания. Названия основных солей образуют с помощью приставки "гидроксо". Ниже приведен пример, показывающий отличие основных солей от обычных (средних):

Основные соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат гидроксильные группы.

Основные соли образуются только из многокислотных оснований. Одноокислотные основания таких солей образовать не могут.

Получение:

1. Реакция нейтрализации:

2. Взаимодействие кислот с основными оксидами:

3. Кислот с солями:

4. Двух солей:

5. Оснований с кислотными оксидами:

6. Щелочей с солями:

7. Основных оксидов с кислотными:

8. Металлов с неметаллами:

9. Металлов с кислотами:

10. Металлов с солями:

Свойства солей.

1. В ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытисняет последующие из растворов их солей.

Взаимодействуют с:

2) Щелочами:

3) С кислотами:

4) Между собой:

6. Оксиды, классификация, номенклатура, получение, свойства.

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Основными называют такие оксиды, которым соответствуют основания.

Кислотными называют такие оксиды, которым соответствуют кислоты.

Амфотерными называют такие оксиды. Которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства.

Имеется небольшая группа оксидов, которые не проявляют ни основных, ни кислотных свойств и не образуют солей. Такие оксиды называют безразличными или индифферентными - , , , .

Получение:

1. Непосредственный синтез.

2. Горение сложных веществ.

3. Разложение при нагревании.

.

Химические свойства.

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами:

2. Кислотные оксиды с основаниями:

3.Взаимодействуют между собой:

4. Амфотерные:

а) с кислотами

б) с основаниями

7. Классификация химических реакций.

Тип реакции	Определение	Пример
Реакции, идущие без изменения состава веществ
1. Процессы превращения различных аллотропных модификаций одного химического элемента (явление аллотропии)	Способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ.	to  Ркр. = Рбел.,         to Sмн. ->Sпл.
2. Реакции изомеризации	Реакции взаимопревращения изомеров.	н-гептан -> 2,2,3-метилбутан
Реакции, идущие с изменением состава веществ
3.Реакции соединения	Из двух или более простых или сложных веществ, получается одно сложное вещество. (В органической химии: реакции галогенирования, гидрогалогени-рования, гидратации, гидрирования, полимеризации)	СаО + СО2 = СаСО3 2Н2 + О2 = 2Н2О кат. СН2=СН2 + Н2 -> СН3-СН3 СН2=СН2 + Cl2 -> СН2Cl-СН2Cl СН2=СН2 + НCl -> СН3-СН2Cl СН2=СН2 + Н2O -> СН3-СН2-OH n(СН2=СН2) -> (-СН2-СН2-) n
4. Реакции разложения	Из одного сложного вещества получается два или более простых или сложных веществ. (В органической химии: реакции дегидратации, дегидрирования, дегалогенирования и дегидрогалогенирования.)	2КMnO4 = K2MnO4+ MnO2 + O2 2H2O = 2H2 + O2 СН3-СН2Cl -> СН2=СН2 + НCl
5. Реакции замещения	Атомы простого вещества замещают атомы одного из химических элементов в сложном веществе.	Zn + 2HCl = ZnCl2+ H2
6. Реакции обмена	Сложные вещества обмениваются своими составными частями. (В органической химии - реакция этерификации)	1) NaOH + HCl = NaCl + H2O - реакция нейтрализации 2) BaCl2 + Na2SO4= 2NaCl + BaSO4v HCOOH+CH3OH > HCOOCH3+H2O
Реакции, идущие с выделением или поглощением тепла
7.Экзотермические реакции	Идут с выделением тепла.	S + O2 = SO2 +Q
8.Эндотермические реакции	Идут с поглощением тепла.	N2 + O2 = 2NO - Q
Реакции, идущие в присутствии или отсутствии катализатора
9. Каталитические	Протекают с участием катализатора.	MnO2 2H2O2 = 2H2O + O2
10. Некаталитические	Протекают без участия катализатора.	2Ca + O2 = 2CaO
Реакции, идущие с изменением степени окисления
11.Окислительно-восстановительные	Происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества.	Zn0 + 2H+Cl = Zn+2Cl2 + H02
Обратимость химических реакций
12. Обратимые реакции	Протекают в двух противоположных направлениях - прямом и обратном. (В органической химии: реакция этерификации, гидролиз жиров.)	СаО + СО2 <-> СаСО3 HCOOH+CH3OH <->- HCOOCH3+H2O
13.Необраимые реакции	Протекают только в одном направлении.