Rūgštys yra sudėtingos medžiagos, kurių molekulėse yra vandenilio atomų, kuriuos galima pakeisti arba pakeisti metalo atomais ir rūgšties liekana.
Pagal deguonies buvimą ar nebuvimą molekulėje rūgštys skirstomos į turinčias deguonies(H 2 SO 4 sieros rūgštis, H 2 SO 3 sieros rūgštis, HNO 3 azoto rūgštis, H 3 PO 4 fosforo rūgštis, H 2 CO 3 anglies rūgštis, H 2 SiO 3 silicio rūgštis) ir be deguonies(HF vandenilio fluorido rūgštis, HCl druskos rūgštis (vandenilio chlorido rūgštis), HBr vandenilio bromido rūgštis, HI vandenilio jodo rūgštis, H 2 S hidrosulfido rūgštis).
Priklausomai nuo vandenilio atomų skaičiaus rūgšties molekulėje, rūgštys yra vienabazinės (su 1 H atomu), dvibazinės (su 2 H atomais) ir tribazinės (su 3 H atomais). Pavyzdžiui, azoto rūgštis HNO 3 yra vienabazė, nes jos molekulėje yra vienas vandenilio atomas, sieros rūgštis H 2 SO 4 – dvibazis ir kt.
Yra labai mažai neorganinių junginių, turinčių keturis vandenilio atomus, kuriuos galima pakeisti metalu.
Rūgšties molekulės dalis be vandenilio vadinama rūgšties liekana.
Rūgščių likučiai gali sudaryti iš vieno atomo (-Cl, -Br, -I) – tai paprastos rūgštinės liekanos, arba gali būti sudarytos iš atomų grupės (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – tai kompleksinės liekanos.
Vandeniniuose tirpaluose mainų ir pakeitimo reakcijų metu rūgštinės liekanos nesunaikinamos:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Žodis anhidridas reiškia bevandenę, tai yra rūgštį be vandens. Pavyzdžiui,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoksinės rūgštys neturi anhidridų.
Rūgštys savo pavadinimą gavo iš rūgštį sudarančio elemento (rūgštį sudarančio agento) pavadinimo, pridedant galūnes „naya“ ir rečiau „vaya“: H 2 SO 4 - siera; H 2 SO 3 – anglis; H 2 SiO 3 – silicis ir kt.
Elementas gali sudaryti kelias deguonies rūgštis. Šiuo atveju rūgščių pavadinimuose nurodytos galūnės bus tada, kai elementas pasižymi didesniu valentingumu (rūgšties molekulėje yra daug deguonies atomų). Jei elemento valentingumas yra mažesnis, rūgšties pavadinimo galūnė bus „tuščia“: HNO 3 - azoto, HNO 2 - azoto.
Rūgštys gali būti gaunamos ištirpinant anhidridus vandenyje. Jei anhidridai netirpsta vandenyje, rūgštį galima gauti kitai stipresnei rūgštimi veikiant reikiamos rūgšties druską. Šis metodas būdingas tiek deguonies, tiek bedeguonies rūgštims. Be deguonies rūgštys taip pat gaunamos tiesioginės sintezės būdu iš vandenilio ir nemetalų, po to gautą junginį ištirpinant vandenyje:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Susidariusių dujinių medžiagų HCl ir H 2 S tirpalai yra rūgštys.
Normaliomis sąlygomis rūgštys egzistuoja tiek skystoje, tiek kietoje būsenoje.
Cheminės rūgščių savybės
Rūgščių tirpalai veikia indikatorius. Visos rūgštys (išskyrus silicio rūgštį) gerai tirpsta vandenyje. Specialios medžiagos - indikatoriai leidžia nustatyti rūgšties buvimą.
Indikatoriai yra sudėtingos struktūros medžiagos. Jie keičia spalvą priklausomai nuo sąveikos su įvairiomis cheminėmis medžiagomis. Neutraliuose tirpaluose jie turi vieną spalvą, bazių tirpaluose – kitos spalvos. Sąveikaujant su rūgštimi, jie keičia spalvą: metiloranžinis indikatorius parausta, o lakmuso indikatorius taip pat raudonuoja.
Sąveika su bazėmis susidaro vanduo ir druska, kurioje yra nepakitusios rūgšties liekanos (neutralizacijos reakcija):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Sąveika su baziniais oksidais susidarant vandeniui ir druskai (neutralizacijos reakcija). Druskoje yra rūgšties liekanos, kurios buvo naudojamos neutralizavimo reakcijoje:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Sąveika su metalais.
Kad rūgštys galėtų sąveikauti su metalais, turi būti įvykdytos tam tikros sąlygos:
1. metalas turi būti pakankamai aktyvus rūgščių atžvilgiu (metalų aktyvumo eilėje jis turi būti prieš vandenilį). Kuo toliau į kairę metalas yra veiklos serijoje, tuo intensyviau jis sąveikauja su rūgštimis;
2. rūgštis turi būti pakankamai stipri (tai yra galinti dovanoti vandenilio jonus H +).
Kai vyksta cheminės rūgšties reakcijos su metalais, susidaro druska ir išsiskiria vandenilis (išskyrus metalų sąveiką su azoto ir koncentruota sieros rūgštimis):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Vis dar turite klausimų? Norite sužinoti daugiau apie rūgštis?
Norėdami gauti pagalbos iš dėstytojo, užsiregistruokite.
Pirma pamoka nemokama!
svetainėje, kopijuojant visą medžiagą ar jos dalį, būtina nuoroda į šaltinį.
Rūgštus skonis, poveikis indikatoriams, elektrinis laidumas, sąveika su metalais, baziniais ir amfoteriniais oksidais, bazėmis ir druskomis, esterių susidarymas su alkoholiais – šios savybės būdingos neorganinėms ir organinėms rūgštims.
1. Vandenyje rūgštys disocijuoja į vandenilio katijonus ir rūgščių liekanų anijonus, pavyzdžiui:
Rūgščių tirpalai keičia indikatorių spalvą: lakmusas – į raudoną, metiloranžinė – į rausvą, fenolftaleino spalva nesikeičia.
2. Rūgščių tirpalai reaguoja su metalais, esančiais kairėje nuo vandenilio elektrocheminėje įtampos serijoje, veikiant tam tikroms sąlygoms, iš kurių svarbiausia yra tirpios druskos susidarymas reakcijos metu. Atsižvelgdami į šią neorganinių ir organinių rūgščių savybę, akcentuojame, kad HNO 3 ir H 2 SO 4 (konc.) sąveika su metalais (19 lentelė) vyksta skirtingai, tačiau šios šių rūgščių savybės bus paaiškintos kiek vėliau.
19 lentelė
Sąveikos produktai
paprastos medžiagos su azoto ir sieros rūgštimis
3. Neorganinės ir organinės rūgštys sąveikauja su baziniais ir amfoteriniais oksidais, jei susidaro tirpi druska:
4. Abi rūgštys reaguoja su bazėmis. Polibazinės rūgštys gali sudaryti ir tarpines, ir rūgštines druskas (tai yra neutralizacijos reakcijos):
5. Reakcija tarp rūgščių ir druskų vyksta tik tada, kai susidaro dujos arba nuosėdos:
Fosforo rūgšties H 2 PO 4 sąveika su kalkakmeniu nutrūks, nes pastarųjų paviršiuje susidarys netirpios kalcio fosfato Ca 3 (PO 4) 2 nuosėdos.
6. Esteriai sudaro ne tik organines rūgštis pagal bendrąją lygtį:
bet ir neorganinės rūgštys, pavyzdžiui, azoto ir sieros:
Panaši reakcija, apimanti dvi ir tris celiuliozės hidroksilo grupes nitrinimo metu, sukelia esterių: di- ir trinitroceliuliozės - reikalingų medžiagų, reikalingų bedūmio parako gamybai, gamybą.
Tuo pačiu metu atskiri mineralinių ir organinių rūgščių atstovai taip pat turi ypatingų savybių.
Azoto HNO 3 ir koncentruotų sieros H 2 SO 4 (konc.) rūgščių savybių ypatumus lemia tai, kad joms sąveikaujant su paprastomis medžiagomis (metalais ir nemetalais), oksidatoriai nebus H+ katijonai, t. bet nitratų ir sulfatų jonai. Logiška tikėtis, kad dėl tokių reakcijų susidaro ne vandenilis H2, o kitos medžiagos: būtinai druska ir vanduo, taip pat vienas iš nitratų ar sulfatų jonų redukcijos produktų, priklausomai nuo koncentracijos. rūgščių, metalo padėtis įtampos serijoje ir reakcijos sąlygos (temperatūra, metalo šlifavimo laipsnis ir kt.).
Pažymėtina, kad trečiasis metalų reakcijos su šiomis rūgštimis produktas dažnai susidaro „puokštėje“ - mišinyje su kitais produktais, tačiau vyraujančius produktus nurodėme 19 lentelėje.
Šios HNO 3 ir H 2 SO 4 (konc.) cheminės elgsenos ypatybės aiškiai iliustruoja cheminės sandaros teorijos tezę apie atomų tarpusavio įtaką medžiagų molekulėse. Tai taip pat galima pastebėti organinių rūgščių, tokių kaip acto ir skruzdžių rūgštys, savybės.
Acto rūgštis CH 3 COOH, kaip ir kitos karboksirūgštys, savo molekulėje turi angliavandenilio radikalą. Joje galimos vandenilio atomų pakeitimo halogeno atomais reakcijos:
Veikiant halogeno atomams rūgšties molekulėje, jos disociacijos laipsnis labai padidėja. Pavyzdžiui, chloracto rūgštis yra beveik 100 kartų stipresnė už acto rūgštį (kodėl?).
Skruzdžių rūgštis HCOOH, skirtingai nei acto rūgštis, savo molekulėje neturi angliavandenilio radikalo. Vietoj to, jame yra vandenilio atomas, todėl ji yra medžiaga, turinti dvigubą funkciją - aldehido rūgštis ir, skirtingai nei kitos karboksirūgštys, sukelia „sidabrinio veidrodžio“ reakciją:
Susidariusi angliarūgštė H 2 CO 3 skyla į vandenį ir anglies dioksidą, kuris amoniako pertekliumi virsta amonio bikarbonatu.
11 užduotyje tęsiama cheminių savybių tema, šį kartą su rūgštimis ir bazėmis.
Teorija užduočiai Nr. 11 OGE chemijoje
Rūgštys
Leiskite jums tai priminti rūgštys yra cheminiai junginiai, kurie disocijuoja į protonus (H+). Paprasčiausių rūgščių pavyzdžiai yra druskos (HCl), sieros (H2SO4), azoto (HNO3).
Pagrindai
Pagrindai tas pats - medžiagos, kurios disocijuoja į hidroksido jonus (OH-).
Paprasčiausi pavyzdžiai yra kalio hidroksidas ir natrio hidroksidas (KOH ir NaOH). Beje, jie ne veltui vadinami kaustiniais. Patekę ant odos, jie tikrai korozuoja ir peršti. Todėl nereikėtų nuvertinti jų pavojaus.
Taigi, pereikime prie šių klasių cheminių savybių.
Cheminės rūgščių savybės
Mes aptarėme rūgščių klasifikaciją. Prieš toliau tiriant chemines savybes, rekomenduoju prisiminti rūgščių klasifikaciją, kad būtų lengviau suprasti.
Taigi, pereikime prie rūgščių savybių:
- reakcija su baziniais oksidais: Kalcio oksido reakcija su druskos rūgštimi pateikta kaip pavyzdys. Produktai šioje reakcijoje yra druska – kalcio chloridas, naudojamas apledėjus keliams barstyti, ir vanduo, kurį geriame kasdien.
- reakcija su amfoteriniais oksidais, pavyzdžiui, cinko oksidas:
- rūgščių reakcija su šarmais vadinamas neutralizavimu. Kaip pavyzdys pateikta natrio hidroksido reakcija su druskos rūgštimi; produktai yra druska (šiame pavyzdyje valgomoji druska) ir vanduo.
- mainų reakcijos su druskomis, jei reakcijos metu susidaro netirpi medžiaga arba dujos. Kaip pavyzdys pateikta bario chlorido reakcija su sieros rūgštimi, dėl kurios susidaro bario sulfato ir lakiojo vandenilio chlorido nuosėdos.
- reakcija su netirpiomis bazėmis, pavyzdžiui, vario hidroksidas su sieros rūgštimi:
- silpnų rūgščių išstūmimas iš jų druskų tirpalų, pavyzdžiui, fosforo rūgšties ir druskos rūgšties druskos:
- reakcija su metalais, stovinčių įtampų serijoje iki vandenilio - pavyzdys yra magnio reakcija su druskos rūgštimi:
Cheminės bazių savybės
Prieš tiriant bazių chemines savybes, naudinga prisiminti bazių klasifikaciją iš.
Taigi, pereikime prie bazių cheminių savybių analizės:
- aukščiau aprašyta reakcija su rūgštimis - neutralizacijos reakcija
- reakcija su amfoterinėmis bazėmis, pavyzdžiui, cinko ir aliuminio hidroksidas:
- reakcija su rūgštiniais oksidais su druskos ir vandens susidarymu. Pavyzdys – natrio hidroksido reakcija su silicio oksidu (stiklo ėsdinimas):
- mainų reakcijos su druskomis jei susidaro nuosėdos arba dujos (amoniakas). Pavyzdys – bario hidroksido reakcija su natrio sulfatu:
Tipinių OGE užduočių chemijos variantų analizė
Pirmoji užduoties versija
Su druskos rūgštimi reaguoja:
- sidabro nitratas
- bario nitratas
- sidabras
- silicio oksidas
Panagrinėkime kiekvieną atvejį:
- Druskos rūgštis ir sidabro nitratas. Kadangi sidabro nitratas yra druska, mainų reakcija yra įmanoma, jei reakcijos produktas yra nuosėdos arba dujos. Produktas gali būti azoto rūgšties (tirpių) ir sidabro chloridasA (netirpus - baltos sūrios nuosėdos ). Tai reiškia, kad reakcija yra įmanoma ir atsakymas mums tinka.
- Bario nitratas ir druskos rūgštis. Šios mainų reakcijos produktai tirpus (azoto rūgštis ir bario chloridas), todėl jokios reakcijos .
- sidabras yra įtampos serijoje po vandenilio, todėl nereaguoja su neoksiduojančiomis rūgštimis Ir.
- Silicio oksidas - rūgšties oksidas Ir nereaguoja su rūgštimis .
Bazės, amfoteriniai hidroksidai
Bazės yra sudėtingos medžiagos, susidedančios iš metalo atomų ir vienos ar daugiau hidroksilo grupių (-OH). Bendroji formulė yra Me +y (OH) y, kur y yra hidrokso grupių skaičius, lygus metalo Me oksidacijos laipsniui. Lentelėje parodyta bazių klasifikacija.
Šarminių ir šarminių žemės metalų hidroksidų savybės
1. Vandeniniai šarmų tirpalai yra muiluoti ir keičia indikatorių spalvą: lakmusas – mėlynas, fenolftaleinas – tamsiai raudonas.
2. Vandeniniai tirpalai disocijuoja:
3. Sąveikauja su rūgštimis, vyksta mainų reakcija:
Polirūgštys gali sudaryti vidutines ir bazines druskas:
4. Reaguoti su rūgštiniais oksidais, sudarydami terpę ir rūgštines druskas, priklausomai nuo rūgšties, atitinkančios šį oksidą, šarmiškumo:
5. Sąveika su amfoteriniais oksidais ir hidroksidais:
a) sintezė:
b) tirpaluose:
6. Sąveika su vandenyje tirpiomis druskomis, jei susidaro nuosėdos arba dujos:
Netirpios bazės (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 ir kt.) sąveikauja su rūgštimis ir suyra kaitinant:
Amfoteriniai hidroksidai
Amfoteriniai junginiai yra junginiai, kurie, priklausomai nuo sąlygų, gali būti ir vandenilio katijonų donorais ir pasižymėti rūgštinėmis savybėmis, ir jų akceptoriais, t.y., pasižymėti bazinėmis savybėmis.
Amfoterinių junginių cheminės savybės
1. Sąveikaujant su stipriomis rūgštimis, jos pasižymi pagrindinėmis savybėmis:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
2. Sąveikaujant su šarmais – stipriomis bazėmis, jos pasižymi rūgštinėmis savybėmis:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( kompleksinė druska)
Al(OH)3 + NaOH = Na ( kompleksinė druska)
Kompleksiniai junginiai yra tie, kuriuose donoro-akceptoriaus mechanizmu susidaro bent viena kovalentinė jungtis.
Bendrasis bazių paruošimo būdas paremtas mainų reakcijomis, kurių pagalba galima gauti ir netirpias, ir tirpias bazes.
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓
Kai šiuo metodu gaunamos tirpios bazės, nusėda netirpi druska.
Ruošiant vandenyje netirpias bazes, turinčias amfoterinių savybių, reikia vengti šarmų pertekliaus, nes gali ištirpti amfoterinė bazė, pvz.:
AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl
Tokiais atvejais amonio hidroksidas naudojamas hidroksidams gauti, kuriuose amfoteriniai hidroksidai netirpsta:
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Sidabro ir gyvsidabrio hidroksidai taip lengvai skyla, kad bandant juos gauti mainų reakcijos būdu, vietoj hidroksidų nusėda oksidai:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3
Pramonėje šarmai dažniausiai gaunami elektrolizuojant vandeninius chloridų tirpalus.
2NaCl + 2H2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2
Taip pat šarmų galima gauti šarminiams ir šarminiams žemės metalams arba jų oksidams reaguojant su vandeniu.
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2
SrO + H 2 O = Sr(OH) 2
Rūgštys
Rūgštys yra sudėtingos medžiagos, kurių molekulės susideda iš vandenilio atomų, kuriuos galima pakeisti metalo atomais ir rūgštinėmis liekanomis. Normaliomis sąlygomis rūgštys gali būti kietos (fosforo H 3 PO 4; silicio H 2 SiO 3) ir skystos (gryna forma sieros rūgštis H 2 SO 4 bus skystis).
Dujos, tokios kaip vandenilio chloridas HCl, vandenilio bromidas HBr, vandenilio sulfidas H 2 S vandeniniuose tirpaluose sudaro atitinkamas rūgštis. Kiekvienos rūgšties molekulės disociacijos metu susidarančių vandenilio jonų skaičius lemia rūgšties liekanos (anijono) krūvį ir rūgšties šarmiškumą.
Pagal protolitinė rūgščių ir bazių teorija, vienu metu pasiūlė danų chemikas Brønsted ir anglų chemikas Lowry, rūgštis yra medžiaga atsiskyrimas su šia reakcija protonai, A pagrindu- medžiaga, kuri gali priimti protonus.
rūgštis → bazė + H +
Remiantis tokiomis idėjomis, aišku pagrindinės amoniako savybės, kuris dėl vienišos elektronų poros buvimo prie azoto atomo sąveikaudamas su rūgštimis efektyviai priima protoną, per donoro-akceptoriaus ryšį sudarydamas amonio joną.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
rūgštinė bazė rūgštinė bazė
Bendresnis rūgščių ir bazių apibrėžimas pasiūlė amerikiečių chemikas G. Lewisas. Jis teigė, kad rūgščių ir šarmų sąveika yra visiškai nebūtinai atsiranda perkeliant protonus. Lewiso rūgščių ir bazių nustatymui cheminėse reakcijose pagrindinis vaidmuo tenka elektronų poros
Vadinami katijonai, anijonai arba neutralios molekulės, galinčios priimti vieną ar daugiau elektronų porų Lewiso rūgštys.
Pavyzdžiui, aliuminio fluoridas AlF 3 yra rūgštis, nes sąveikaudama su amoniaku gali priimti elektronų porą.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Katijonai, anijonai arba neutralios molekulės, galinčios paaukoti elektronų poras, vadinamos Lewiso bazėmis (amoniakas yra bazė).
Lewiso apibrėžimas apima visus rūgščių-šarmų procesus, kurie buvo svarstomi anksčiau pasiūlytose teorijose. Lentelėje palyginamos šiuo metu naudojamos rūgščių ir bazių apibrėžtys.
Rūgščių nomenklatūra
Kadangi yra įvairių rūgščių apibrėžimų, jų klasifikacija ir nomenklatūra yra gana savavališka.
Pagal vandenilio atomų, galinčių pasišalinti vandeniniame tirpale, skaičių, rūgštys skirstomos į vienbazis(pvz., HF, HNO 2), dvibazis(H 2 CO 3, H 2 SO 4) ir tribazinis(H 3 PO 4).
Pagal rūgšties sudėtį jie skirstomi į be deguonies(HCl, H2S) ir turintis deguonies(HClO 4, HNO 3).
Paprastai deguonies turinčių rūgščių pavadinimai yra kilę iš nemetalo pavadinimo pridedant galūnes -kai, -vaya, jei nemetalo oksidacijos būsena lygi grupės skaičiui. Kai oksidacijos būsena mažėja, priesagos keičiasi (mažėjančio metalo oksidacijos laipsnio tvarka): - nepermatomas, surūdijęs, - ovalus:
Jei atsižvelgsime į vandenilio ir nemetalinės jungties poliškumą per tam tikrą laikotarpį, šios jungties poliškumą galime lengvai susieti su elemento padėtimi periodinėje lentelėje. Iš metalo atomų, kurie lengvai praranda valentinius elektronus, vandenilio atomai priima šiuos elektronus, sudarydami stabilų dviejų elektronų apvalkalą, kaip helio atomo apvalkalą, ir duoda joninius metalų hidridus.
Periodinės lentelės III-IV grupių elementų vandenilio junginiuose boras, aliuminis, anglis ir silicis sudaro kovalentinius, silpnai polinius ryšius su vandenilio atomais, kurie nėra linkę į disociaciją. Periodinės lentelės V-VII grupių elementams per periodą nemetalo ir vandenilio jungties poliškumas didėja didėjant atomo krūviui, tačiau krūvių pasiskirstymas gautame dipolyje yra kitoks nei elementų vandenilio junginiuose, linkę paaukoti elektronus. Nemetalų atomai, kuriems reikia kelių elektronų, kad užbaigtų elektronų apvalkalą, pritraukia (poliarizuoja) porą jungiančių elektronų, kuo stipriau, tuo didesnis branduolio krūvis. Todėl serijose CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF arba SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl ryšiai su vandenilio atomais, likdami kovalentiškais, tampa poliariškesni, o vandenilio atomas elemento-vandenilio ryšio dipolis tampa elektropozityvesnis. Jei polinės molekulės atsiduria poliniame tirpiklyje, gali įvykti elektrolitinės disociacijos procesas.
Aptarkime deguonies turinčių rūgščių elgesį vandeniniuose tirpaluose. Šios rūgštys turi H-O-E ryšį ir, žinoma, H-O jungties poliškumą įtakoja O-E jungtis. Todėl šios rūgštys, kaip taisyklė, išsiskiria lengviau nei vanduo.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3
Pažvelkime į kelis pavyzdžius deguonies turinčių rūgščių savybės, kurią sudaro elementai, galintys turėti skirtingą oksidacijos laipsnį. Yra žinoma, kad hipochloro rūgštis HClO labai silpnas chloro rūgštis HClO 2 taip pat silpnas, bet stipresnis už hipochlorinę, hipochlorinę rūgštį HClO 3 stiprus. Perchloro rūgštis HClO 4 yra viena iš stipriausias neorganinės rūgštys.
Rūgštinei disociacijai (pašalinus H joną) būtina suskaidyti O-H ryšį. Kaip galėtume paaiškinti šio ryšio stiprumo sumažėjimą serijoje HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Šioje serijoje didėja deguonies atomų, susijusių su centriniu chloro atomu, skaičius. Kiekvieną kartą, kai susidaro nauja deguonies ir chloro jungtis, elektronų tankis imamas iš chloro atomo, taigi ir iš O-Cl viengubos jungties. Dėl to elektronų tankis iš dalies palieka O-H ryšį, kuris dėl to susilpnėja.
Šis modelis - rūgščių savybių stiprinimas didėjant centrinio atomo oksidacijos laipsniui - būdingas ne tik chlorui, bet ir kitiems elementams. Pavyzdžiui, azoto rūgštis HNO 3, kurioje azoto oksidacijos laipsnis yra +5, yra stipresnė už azoto rūgštį HNO 2 (azoto oksidacijos laipsnis +3); sieros rūgštis H 2 SO 4 (S +6) yra stipresnė už sieros rūgštį H 2 SO 3 (S +4).
Rūgščių gavimas
1. Galima gauti rūgščių be deguonies tiesiogiai sujungiant nemetalus su vandeniliu.
H2 + Cl2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Galima gauti kai kurių deguonies turinčių rūgščių rūgščių oksidų sąveika su vandeniu.
3. Galima gauti ir be deguonies, ir turinčių deguonies rūgščių dėl medžiagų apykaitos reakcijų tarp druskų ir kitų rūgščių.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓
FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4 (konc.) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Kai kurias rūgštis galima gauti naudojant redokso reakcijos.
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3P + 5HNO3 + 2H2O = ZN3PO4 + 5NO2
Rūgštus skonis, poveikis indikatoriams, elektrinis laidumas, sąveika su metalais, baziniais ir amfoteriniais oksidais, bazėmis ir druskomis, esterių susidarymas su alkoholiais – šios savybės būdingos neorganinėms ir organinėms rūgštims.
Galima suskirstyti į dvi reakcijas:
1) yra dažni Dėl rūgštys reakcijos siejamos su vandeninio tirpalo H 3 O + susidarymu hidronio jonu;
2) specifinis(t.y. būdingos) reakcijos specifinės rūgštys.
Vandenilio jonas gali patekti į redokso reakcija, redukcija iki vandenilio, taip pat sudėtinėje reakcijoje su neigiamai įkrautomis arba neutraliomis dalelėmis, turinčiomis pavienes elektronų poras, t.y rūgščių-šarmų reakcijos.
Bendrosios rūgščių savybės apima rūgščių reakcijas su metalais įtampos serijoje iki vandenilio, pavyzdžiui:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
Rūgščių-šarmų reakcijos apima reakcijas su baziniais oksidais ir bazėmis, taip pat su tarpinėmis, bazinėmis ir kartais rūgštinėmis druskomis.
2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O
Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Atkreipkite dėmesį, kad daugiabazės rūgštys disocijuoja laipsniškai, o kiekviename paskesniame etape disociacija yra sunkesnė, todėl esant rūgšties pertekliui, dažniausiai susidaro rūgštinės, o ne vidutinės druskos.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O
KOH + H 2 S = KHS + H 2 O
Iš pirmo žvilgsnio rūgščių druskų susidarymas gali pasirodyti stebinantis vienbazis vandenilio fluorido rūgštis. Tačiau šį faktą galima paaiškinti. Skirtingai nuo visų kitų vandenilio halogeninių rūgščių, vandenilio fluorido rūgštis tirpaluose yra iš dalies polimerizuota (dėl vandenilio jungčių susidarymo) ir joje gali būti įvairių dalelių (HF) X, būtent H 2 F 2, H 3 F 3 ir kt.
Ypatingas rūgščių ir šarmų pusiausvyros atvejis - rūgščių ir bazių reakcijos su indikatoriais, kurie keičia spalvą priklausomai nuo tirpalo rūgštingumo. Rodikliai naudojami kokybinėje analizėje rūgštims ir bazėms aptikti sprendimuose.
Dažniausiai naudojami rodikliai yra lakmusas(V neutralus aplinką violetinė, V rūgštus - raudona, V šarminis - mėlyna), metiloranžinė(V rūgštus aplinką raudona, V neutralus - oranžinė, V šarminis - geltona), fenolftaleinas(V labai šarminis aplinką aviečių raudona, V neutralus ir rūgštus - bespalvis).
Specifinės savybės skirtingos rūgštys gali būti dviejų tipų: pirma, reakcijos, lemiančios susidarymą netirpios druskos, ir antra, redoksinės transformacijos. Jei reakcijos, susijusios su H + jono buvimu, yra bendros visoms rūgštims (kokybinės rūgščių nustatymo reakcijos), specifinės reakcijos naudojamos kaip kokybinės atskirų rūgščių reakcijos:
Ag + + Cl - = AgCl (baltos nuosėdos)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (baltos nuosėdos)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (geltonos nuosėdos)
Kai kurios specifinės rūgščių reakcijos atsiranda dėl jų redoksinių savybių.
Anoksinės rūgštys vandeniniame tirpale gali būti tik oksiduotos.
2KMnO4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Br 2 = S + 2НВг
Deguonies turinčios rūgštys gali būti oksiduojamos tik tuo atveju, jei jose esantis centrinis atomas yra žemesnės arba vidutinės oksidacijos būsenos, kaip, pavyzdžiui, sieros rūgštyje:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl
Daugelis deguonies turinčių rūgščių, kurių centrinis atomas turi didžiausią oksidacijos būseną (S +6, N +5, Cr +6), pasižymi stiprių oksidatorių savybėmis. Koncentruotas H 2 SO 4 yra stiprus oksidatorius.
Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 (konc.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Reikėtų prisiminti, kad:
- Rūgščių tirpalai reaguoja su metalais, esančiais kairėje nuo vandenilio elektrocheminėje įtampos serijoje, veikiant tam tikroms sąlygoms, iš kurių svarbiausia yra tirpios druskos susidarymas reakcijos metu. HNO 3 ir H 2 SO 4 (konc.) sąveika su metalais vyksta skirtingai.
Koncentruota sieros rūgštis šaltai pasyvina aliuminį, geležį ir chromą.
- Vandenyje rūgštys disocijuoja į vandenilio katijonus ir rūgščių liekanų anijonus, pavyzdžiui:
- Neorganinės ir organinės rūgštys reaguoja su baziniais ir amfoteriniais oksidais, jei susidaro tirpi druska:
- Abi rūgštys reaguoja su bazėmis. Polibazinės rūgštys gali sudaryti ir tarpines, ir rūgštines druskas (tai yra neutralizacijos reakcijos):
- Reakcija tarp rūgščių ir druskų vyksta tik tada, kai susidaro nuosėdos arba dujos:
H 3 PO 4 sąveika su kalkakmeniu nutrūks dėl to, kad paviršiuje susidarys paskutinės netirpios Ca 3 (PO 4) 2 nuosėdos.
Azoto HNO 3 ir koncentruotų sieros H 2 SO 4 (konc.) rūgščių savybių ypatumus lemia tai, kad joms sąveikaujant su paprastomis medžiagomis (metalais ir nemetalais), oksidatoriai nebus H + katijonai. , bet nitratų ir sulfatų jonai. Logiška tikėtis, kad dėl tokių reakcijų susidaro ne vandenilis H2, o kitos medžiagos: būtinai druska ir vanduo, taip pat vienas iš nitratų ar sulfatų jonų redukcijos produktų, priklausomai nuo koncentracijos. rūgščių, metalo padėtis įtampos serijoje ir reakcijos sąlygos (temperatūra, metalo šlifavimo laipsnis ir kt.).
Šios HNO 3 ir H 2 SO 4 (konc.) cheminės elgsenos ypatybės aiškiai iliustruoja cheminės sandaros teorijos tezę apie atomų tarpusavio įtaką medžiagų molekulėse.
Nepastovumo ir stabilumo (stabilumo) sąvokos dažnai painiojamos. Lakiosios rūgštys yra rūgštys, kurių molekulės lengvai pereina į dujinę būseną, tai yra, išgaruoja. Pavyzdžiui, druskos rūgštis yra laki, bet stabili rūgštis. Neįmanoma spręsti apie nestabilių rūgščių nepastovumą. Pavyzdžiui, nelaki, netirpi silicio rūgštis skyla į vandenį ir SiO 2. Vandeniniai druskos, azoto, sieros, fosforo ir daugelio kitų rūgščių tirpalai yra bespalviai. Vandeninis chromo rūgšties H 2 CrO 4 tirpalas yra geltonos spalvos, o mangano rūgšties HMnO 4 – tamsiai raudonos spalvos.
Etaloninė medžiaga testui atlikti:
Mendelejevo lentelė
Tirpumo lentelė
Rūgštys yra cheminiai junginiai, galintys paaukoti elektriškai įkrautą vandenilio joną (katijoną), taip pat priimti du sąveikaujančius elektronus, todėl susidaro kovalentinis ryšys.
Šiame straipsnyje apžvelgsime pagrindines rūgštis, kurios tiriamos vidurinių mokyklų vidurinėse klasėse, taip pat sužinosime daug įdomių faktų apie įvairias rūgštis. Pradėkime.
Rūgštys: rūšys
Chemijoje yra daug įvairių rūgščių, kurios turi labai skirtingas savybes. Chemikai rūgštis skiria pagal deguonies kiekį, lakumą, tirpumą vandenyje, stiprumą, stabilumą ir tai, ar jos priklauso organinių ar neorganinių cheminių junginių klasei. Šiame straipsnyje pažvelgsime į lentelę, kurioje pateikiamos garsiausios rūgštys. Lentelė padės prisiminti rūgšties pavadinimą ir cheminę formulę.
Taigi, viskas aiškiai matoma. Šioje lentelėje pateikiamos žinomiausios chemijos pramonės rūgštys. Lentelė padės daug greičiau įsiminti vardus ir formules.
Vandenilio sulfido rūgštis
H2S yra hidrosulfido rūgštis. Jo ypatumas slypi tame, kad tai taip pat yra dujos. Vandenilio sulfidas labai blogai tirpsta vandenyje, taip pat sąveikauja su daugeliu metalų. Vandenilio sulfido rūgštis priklauso „silpnų rūgščių“ grupei, kurių pavyzdžius aptarsime šiame straipsnyje.
H 2 S yra šiek tiek saldaus skonio ir labai stipraus supuvusių kiaušinių kvapo. Gamtoje jo galima rasti natūraliose arba vulkaninėse dujose, taip pat išsiskiria ir baltymų skilimo metu.
Rūgščių savybės yra labai įvairios, net jei rūgštis yra nepakeičiama pramonėje, ji gali labai pakenkti žmonių sveikatai. Ši rūgštis yra labai toksiška žmonėms. Įkvėpus nedidelį vandenilio sulfido kiekį, žmogus jaučia galvos skausmą, stiprų pykinimą ir galvos svaigimą. Jei žmogus įkvepia didelį kiekį H 2 S, tai gali sukelti traukulius, komą ar net momentinę mirtį.
Sieros rūgšties
H 2 SO 4 – stipri sieros rūgštis, su kuria vaikai supažindinami chemijos pamokose 8 klasėje. Cheminės rūgštys, tokios kaip sieros rūgštis, yra labai stiprūs oksidatoriai. H 2 SO 4 veikia kaip daugelio metalų, taip pat bazinių oksidų, oksidatorius.
Patekęs ant odos ar drabužių H 2 SO 4 sukelia cheminius nudegimus, tačiau jis nėra toks toksiškas kaip vandenilio sulfidas.
Azoto rūgštis
Stiprios rūgštys yra labai svarbios mūsų pasaulyje. Tokių rūgščių pavyzdžiai: HCl, H2SO4, HBr, HNO3. HNO 3 yra gerai žinoma azoto rūgštis. Jis plačiai naudojamas pramonėje ir žemės ūkyje. Naudojama įvairių trąšų gamybai, papuošalams, fotografijų spaudoje, vaistų ir dažų gamyboje, taip pat karinėje pramonėje.
Cheminės rūgštys, tokios kaip azoto rūgštis, yra labai kenksmingos organizmui. HNO 3 garai palieka opas, sukelia ūminį kvėpavimo takų uždegimą ir dirginimą.
Azoto rūgštis
Azoto rūgštis dažnai painiojama su azoto rūgštimi, tačiau tarp jų yra skirtumas. Faktas yra tas, kad jis yra daug silpnesnis nei azotas, jis turi visiškai skirtingas savybes ir poveikį žmogaus organizmui.
HNO 2 buvo plačiai pritaikytas chemijos pramonėje.
Vandenilio fluorido rūgštis
Vandenilio fluorido rūgštis (arba vandenilio fluoridas) yra H 2 O tirpalas su HF. Rūgšties formulė yra HF. Vandenilio fluorido rūgštis labai aktyviai naudojama aliuminio pramonėje. Jis naudojamas silikatams tirpinti, siliciui ir silikatiniam stiklui ėsdinti.
Vandenilio fluoridas yra labai kenksmingas žmogaus organizmui ir, priklausomai nuo jo koncentracijos, gali būti lengvas narkotikas. Patekus ant odos, iš pradžių pakitimų nėra, tačiau po kelių minučių gali atsirasti stiprus skausmas ir cheminis nudegimas. Vandenilio fluorido rūgštis yra labai kenksminga aplinkai.
Vandenilio chlorido rūgštis
HCl yra vandenilio chloridas ir yra stipri rūgštis. Vandenilio chloridas išlaiko stipriųjų rūgščių grupei priklausančių rūgščių savybes. Rūgštis yra skaidri ir bespalvė, tačiau rūko ore. Vandenilio chloridas plačiai naudojamas metalurgijos ir maisto pramonėje.
Ši rūgštis sukelia cheminius nudegimus, tačiau patekimas į akis yra ypač pavojingas.
Fosforo rūgštis
Fosforo rūgštis (H 3 PO 4) savo savybėmis yra silpna rūgštis. Tačiau net ir silpnos rūgštys gali turėti stiprių savybių. Pavyzdžiui, H 3 PO 4 naudojamas pramonėje geležies atstatymui nuo rūdžių. Be to, fosforo (arba ortofosforo) rūgštis plačiai naudojama žemės ūkyje – iš jos gaminama daug įvairių trąšų.
Rūgščių savybės labai panašios – beveik kiekviena iš jų labai kenkia žmogaus organizmui, H 3 PO 4 nėra išimtis. Pavyzdžiui, ši rūgštis taip pat sukelia sunkius cheminius nudegimus, kraujavimą iš nosies ir dantų skilimą.
Anglies rūgštis
H 2 CO 3 yra silpna rūgštis. Jis gaunamas ištirpinant CO 2 (anglies dioksidą) H 2 O (vandenyje). Anglies rūgštis naudojama biologijoje ir biochemijoje.
Įvairių rūgščių tankis
Rūgščių tankis užima svarbią vietą teorinėje ir praktinėje chemijos dalyse. Žinodami tankį, galite nustatyti konkrečios rūgšties koncentraciją, išspręsti cheminio skaičiavimo uždavinius ir pridėti reikiamą rūgšties kiekį, kad užbaigtumėte reakciją. Bet kurios rūgšties tankis kinta priklausomai nuo koncentracijos. Pavyzdžiui, kuo didesnis koncentracijos procentas, tuo didesnis tankis.
Bendrosios rūgščių savybės
Absoliučiai visos rūgštys yra (tai yra, jos susideda iš kelių periodinės lentelės elementų), o jų sudėtyje būtinai yra H (vandenilis). Toliau apžvelgsime, kurie yra įprasti:
- Visos deguonies turinčios rūgštys (kurių formulėje yra O) irdamos sudaro vandenį, taip pat bedeguonies rūgštys skyla į paprastas medžiagas (pavyzdžiui, 2HF skyla į F 2 ir H 2).
- Oksiduojančios rūgštys reaguoja su visais metalų aktyvumo serijos metalais (tik tais, kurie yra kairėje nuo H).
- Jie sąveikauja su įvairiomis druskomis, bet tik su tomis, kurias susidarė dar silpnesnė rūgštis.
Rūgštys labai skiriasi viena nuo kitos savo fizinėmis savybėmis. Galų gale, jie gali turėti kvapą ar ne, taip pat būti įvairių fizinių būsenų: skystų, dujinių ir net kietų. Kietąsias rūgštis labai įdomu tyrinėti. Tokių rūgščių pavyzdžiai: C 2 H 2 0 4 ir H 3 BO 3.
Koncentracija
Koncentracija yra vertė, kuri lemia kiekybinę bet kurio tirpalo sudėtį. Pavyzdžiui, chemikams dažnai reikia nustatyti, kiek grynos sieros rūgšties yra praskiestoje rūgštyje H 2 SO 4. Norėdami tai padaryti, jie supila nedidelį kiekį praskiestos rūgšties į matavimo indą, pasveria ir nustato koncentraciją naudodami tankio lentelę. Rūgščių koncentracija yra glaudžiai susijusi su tankiu, dažnai nustatant koncentraciją kyla skaičiavimo uždavinių, kai reikia nustatyti grynos rūgšties procentą tirpale.
Visų rūgščių klasifikacija pagal H atomų skaičių jų cheminėje formulėje
Viena iš populiariausių klasifikacijų yra visų rūgščių skirstymas į vienbazes, dvibazes ir atitinkamai tribazes. Vienabazinių rūgščių pavyzdžiai: HNO 3 (azoto), HCl (vandenilio chloridas), HF (fluoro vandenilio) ir kt. Šios rūgštys vadinamos vienbazinėmis, nes jose yra tik vienas H atomas. Tokių rūgščių yra daug, visų absoliučiai atsiminti neįmanoma. Tiesiog reikia atsiminti, kad rūgštys taip pat klasifikuojamos pagal H atomų skaičių jų sudėtyje. Panašiai apibrėžiamos ir dvibazinės rūgštys. Pavyzdžiai: H 2 SO 4 (sieros), H 2 S (vandenilio sulfidas), H 2 CO 3 (akmens anglis) ir kt. Tribazinis: H 3 PO 4 (fosforinis).
Pagrindinė rūgščių klasifikacija
Viena iš populiariausių rūgščių klasifikacijų yra jų skirstymas į deguonies turinčias ir bedeguonies. Kaip prisiminti, nežinant cheminės medžiagos formulės, kad tai deguonies turinti rūgštis?
Visose rūgštyse, kuriose nėra deguonies, trūksta svarbaus elemento O – deguonies, tačiau jose yra H. Todėl prie jų pavadinimo visada pridedamas žodis „vandenilis“. HCl yra H2S – vandenilio sulfidas.
Bet jūs taip pat galite parašyti formulę pagal rūgščių turinčių rūgščių pavadinimus. Pavyzdžiui, jei O atomų skaičius medžiagoje yra 4 arba 3, tada prie pavadinimo visada pridedama priesaga -n-, taip pat galūnė -aya-:
- H 2 SO 4 - siera (atomų skaičius - 4);
- H 2 SiO 3 – silicis (atomų skaičius – 3).
Jei medžiaga turi mažiau nei tris deguonies atomus arba tris, tada pavadinime naudojama priesaga -ist-:
- HNO 2 - azotinis;
- H 2 SO 3 – sieros.
Bendrosios savybės
Visų rūgščių skonis yra rūgštus ir dažnai šiek tiek metalinis. Tačiau yra ir kitų panašių savybių, kurias dabar apsvarstysime.
Yra medžiagų, vadinamų indikatoriais. Indikatoriai keičia spalvą arba spalva išlieka, bet keičiasi jos atspalvis. Taip atsitinka, kai rodiklius veikia kitos medžiagos, pavyzdžiui, rūgštys.
Spalvos pasikeitimo pavyzdys yra toks pažįstamas produktas kaip arbata ir citrinų rūgštis. Į arbatą įpylus citrinos, arbata pamažu pradeda pastebimai šviesėti. Taip yra dėl to, kad citrinoje yra citrinos rūgšties.
Yra ir kitų pavyzdžių. Neutralioje aplinkoje esantis alyvinės spalvos lakmusas parausta, kai pridedama druskos rūgšties.
Kai įtempimai yra įtempimo serijoje prieš vandenilį, išsiskiria dujų burbuliukai - H. Tačiau jei metalas, kuris yra įtempimo serijoje po H, įdėtas į mėgintuvėlį su rūgštimi, tada jokia reakcija neįvyks, nebus. dujų išsiskyrimas. Taigi varis, sidabras, gyvsidabris, platina ir auksas su rūgštimis nereaguos.
Šiame straipsnyje mes išnagrinėjome garsiausias chemines rūgštis, taip pat pagrindines jų savybes ir skirtumus.