Skābes ir sarežģītas vielas, kuru molekulās ir ūdeņraža atomi, kurus var aizstāt vai apmainīt pret metāla atomiem un skābes atlikumu.
Pamatojoties uz skābekļa klātbūtni vai neesamību molekulā, skābes iedala skābekli saturošās(H 2 SO 4 sērskābe, H 2 SO 3 sērskābe, HNO 3 slāpekļskābe, H 3 PO 4 fosforskābe, H 2 CO 3 ogļskābe, H 2 SiO 3 silīcijskābe) un bez skābekļa(HF fluorūdeņražskābe, HCl sālsskābe (sālsskābe), HBr bromūdeņražskābe, HI jodūdeņražskābe, H 2 S hidrosulfīda skābe).
Atkarībā no ūdeņraža atomu skaita skābes molekulā, skābes ir vienbāziskas (ar 1 H atomu), divbāziskas (ar 2 H atomiem) un trīsbāziskas (ar 3 H atomiem). Piemēram, slāpekļskābe HNO 3 ir vienbāziska, jo tās molekulā ir viens ūdeņraža atoms, sērskābe H 2 SO 4 – divbāzu utt.
Ir ļoti maz neorganisku savienojumu, kas satur četrus ūdeņraža atomus, kurus var aizstāt ar metālu.
Skābes molekulas daļu bez ūdeņraža sauc par skābes atlikumu.
Skābes atliekas var sastāvēt no viena atoma (-Cl, -Br, -I) - tie ir vienkārši skābie atlikumi, vai arī tie var sastāvēt no atomu grupas (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - tie ir kompleksie atlikumi.
Ūdens šķīdumos apmaiņas un aizvietošanas reakciju laikā skābie atlikumi netiek iznīcināti:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Vārds anhidrīds nozīmē bezūdens, tas ir, skābe bez ūdens. Piemēram,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoksiskābēm nav anhidrīdu.
Skābes savu nosaukumu ieguvušas no skābi veidojošā elementa (skābi veidojošā aģenta) nosaukuma, pievienojot galotnes “naya” un retāk “vaya”: H 2 SO 4 - sērskābe; H 2 SO 3 – akmeņogles; H 2 SiO 3 – silīcijs u.c.
Elements var veidot vairākas skābekļa skābes. Šajā gadījumā skābju nosaukumos norādītās galotnes būs tad, ja elementam ir augstāka valence (skābes molekulā ir augsts skābekļa atomu saturs). Ja elementam ir zemāka valence, skābes nosaukuma galotne būs “tukša”: HNO 3 - slāpekļa, HNO 2 - slāpekļa.
Skābes var iegūt, izšķīdinot anhidrīdus ūdenī. Ja anhidrīdi ūdenī nešķīst, skābi var iegūt, iedarbojoties uz vajadzīgās skābes sāli citai stiprākai skābei. Šī metode ir raksturīga gan skābēm, gan bezskābekļa skābēm. Bezskābekļa skābes iegūst arī tiešā sintēzē no ūdeņraža un nemetāla, kam seko iegūtā savienojuma izšķīdināšana ūdenī:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Iegūto gāzveida vielu HCl un H 2 S šķīdumi ir skābes.
Normālos apstākļos skābes pastāv gan šķidrā, gan cietā stāvoklī.
Skābju ķīmiskās īpašības
Skābes šķīdumi iedarbojas uz indikatoriem. Visas skābes (izņemot silīciju) labi šķīst ūdenī. Īpašas vielas - indikatori ļauj noteikt skābes klātbūtni.
Indikatori ir sarežģītas struktūras vielas. Tie maina krāsu atkarībā no to mijiedarbības ar dažādām ķīmiskām vielām. Neitrālos šķīdumos tiem ir viena krāsa, bāzu šķīdumos tiem ir cita krāsa. Mijiedarbojoties ar skābi, tie maina savu krāsu: metiloranža indikators kļūst sarkans, un lakmusa indikators arī kļūst sarkans.
Mijiedarbojieties ar bāzēm ar ūdens un sāls veidošanos, kas satur nemainītu skābes atlikumu (neitralizācijas reakcija):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Mijiedarboties ar bāzes oksīdiem ar ūdens un sāls veidošanos (neitralizācijas reakcija). Sāls satur neitralizācijas reakcijā izmantotās skābes skābes atlikumu:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Mijiedarboties ar metāliem.
Lai skābes mijiedarbotos ar metāliem, ir jāievēro noteikti nosacījumi:
1. metālam jābūt pietiekami aktīvam attiecībā pret skābēm (metālu darbības virknē tam jāatrodas pirms ūdeņraža). Jo tālāk pa kreisi metāls atrodas aktivitāšu virknē, jo intensīvāk tas mijiedarbojas ar skābēm;
2. skābei jābūt pietiekami stiprai (tas ir, spējīgai nodot ūdeņraža jonus H +).
Kad notiek skābes ķīmiskās reakcijas ar metāliem, veidojas sāls un izdalās ūdeņradis (izņemot metālu mijiedarbību ar slāpekļskābi un koncentrētu sērskābi):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Vai joprojām ir jautājumi? Vai vēlaties uzzināt vairāk par skābēm?
Lai saņemtu palīdzību no pasniedzēja, reģistrējieties.
Pirmā nodarbība bez maksas!
tīmekļa vietni, kopējot materiālu pilnībā vai daļēji, ir nepieciešama saite uz oriģinālo avotu.
Skāba garša, ietekme uz indikatoriem, elektrovadītspēja, mijiedarbība ar metāliem, bāziskiem un amfoteriskiem oksīdiem, bāzēm un sāļiem, esteru veidošanās ar spirtiem - šīs īpašības raksturīgas neorganiskām un organiskām skābēm.
1. Ūdenī skābes sadalās ūdeņraža katjonos un skābju atlikumu anjonos, piemēram:
Skābes šķīdumi maina indikatoru krāsu: lakmuss - uz sarkanu, metiloranžs - uz rozā, fenolftaleīna krāsa nemainās.
2. Skābju šķīdumi reaģē ar metāliem, kas atrodas pa kreisi no ūdeņraža elektroķīmiskā sprieguma rindā, pakļaujoties vairākiem nosacījumiem, no kuriem svarīgākais ir reakcijas rezultātā šķīstoša sāls veidošanās. Ņemot vērā šo neorganisko un organisko skābju īpašību, uzsveram, ka HNO 3 un H 2 SO 4 (konc.) mijiedarbība ar metāliem (19. tabula) norit dažādi, taču šīs šo skābju īpašības tiks skaidrotas nedaudz vēlāk.
19. tabula
Mijiedarbības produkti
vienkāršas vielas ar slāpekļskābi un sērskābi
3. Neorganiskās un organiskās skābes mijiedarbojas ar bāziskajiem un amfoteriskajiem oksīdiem, ja veidojas šķīstošs sāls:
4. Abas skābes reaģē ar bāzēm. Polibāziskās skābes var veidot gan starpproduktu, gan skābes sāļus (tās ir neitralizācijas reakcijas):
5. Reakcija starp skābēm un sāļiem notiek tikai tad, ja veidojas gāze vai nogulsnes:
Fosforskābes H 2 PO 4 mijiedarbība ar kaļķakmeni apstāsies, jo uz tā virsmas veidosies nešķīstošas kalcija fosfāta Ca 3 (PO 4) 2 nogulsnes.
6. Esteri veido ne tikai organiskās skābes saskaņā ar vispārējo vienādojumu:
bet arī neorganiskās skābes, piemēram, slāpekļskābe un sērskābe:
Līdzīga reakcija, kas ietver divas un trīs celulozes hidroksilgrupas tās nitrēšanas laikā, izraisa esteru veidošanos: di- un trinitrocelulozi - nepieciešamās vielas bezdūmu šaujampulvera ražošanai.
Tajā pašā laikā atsevišķiem minerālu un organisko skābju pārstāvjiem ir arī īpašas īpašības.
Slāpekļa HNO 3 un koncentrētās sērskābes H 2 SO 4 (konc.) skābju īpašību īpatnības ir saistītas ar to, ka tām mijiedarbojoties ar vienkāršām vielām (metāliem un nemetāliem), oksidētāji nebūs H+ katjoni, bet nitrātu un sulfātu jonus. Loģiski, ka šādu reakciju rezultātā veidojas nevis ūdeņradis H2, bet tiek iegūtas citas vielas: obligāti sāls un ūdens, kā arī viens no nitrātu vai sulfāta jonu reducēšanās produktiem atkarībā no koncentrācijas. skābes, metāla novietojums sprieguma virknē un reakcijas apstākļi (temperatūra, metāla slīpēšanas pakāpe utt.).
Jāpiebilst, ka metālu reakcijas ar šīm skābēm trešais produkts bieži veidojas “buķetē” - maisījumā ar citiem produktiem, bet dominējošos produktus norādījām 19. tabulā.
Šīs HNO 3 un H 2 SO 4 (konc.) ķīmiskās uzvedības pazīmes uzskatāmi ilustrē ķīmiskās struktūras teorijas tēzi par atomu savstarpējo ietekmi vielu molekulās. To var redzēt arī organisko skābju, piemēram, etiķskābes un skudrskābes, īpašībās.
Etiķskābe CH 3 COOH, tāpat kā citas karbonskābes, savā molekulā satur ogļūdeņraža radikāli. Tajā ir iespējamas ūdeņraža atomu aizstāšanas reakcijas ar halogēna atomiem:
Halogēna atomu ietekmē skābes molekulā tās disociācijas pakāpe ievērojami palielinās. Piemēram, hloretiķskābe ir gandrīz 100 reizes spēcīgāka par etiķskābi (kāpēc?).
Skudrskābes HCOOH, atšķirībā no etiķskābes, molekulā nav ogļūdeņraža radikāļu. Tā vietā tā satur ūdeņraža atomu, un tāpēc tā ir viela ar divkāršu funkciju - aldehīdskābi un atšķirībā no citām karbonskābēm rada “sudraba spoguļa” reakciju:
Iegūtā ogļskābe H 2 CO 3 sadalās ūdenī un oglekļa dioksīdā, kas, pārsniedzot amonjaku, pārvēršas amonija bikarbonātā.
11. uzdevumā turpinās ķīmisko īpašību tēma, šoreiz ar skābēm un bāzēm.
Teorija uzdevumam Nr.11 OGE ķīmijā
Skābes
Ļaujiet man jums to atgādināt skābes ir ķīmiski savienojumi, kas sadalās protonos (H+). Vienkāršāko skābju piemēri ir sālsskābe (HCl), sērskābe (H2SO4), slāpekļskābe (HNO3).
Pamatojums
Pamatojums tas pats - vielas, kas sadalās hidroksīda jonos (OH-).
Vienkāršākie piemēri ir kālija hidroksīds un nātrija hidroksīds (KOH un NaOH). Starp citu, tos kāda iemesla dēļ sauc par kodīgiem. Saskaroties ar ādu, tie patiešām sarūsē un dzeļ. Tāpēc nevajadzētu par zemu novērtēt to bīstamību.
Tātad, pāriesim pie šo klašu ķīmisko īpašību apsvēršanas.
Skābju ķīmiskās īpašības
Mēs apspriedām skābju klasifikāciju. Pirms turpināt pētīt ķīmiskās īpašības, vispārējai izpratnei iesaku atgādināt skābju klasifikāciju.
Tātad, pāriesim pie skābju īpašību apsvēršanas:
- reakcija ar bāzes oksīdiem: Kā piemērs ir dota kalcija oksīda reakcija ar sālsskābi. Produkti šajā reakcijā ir sāls – kalcija hlorīds, ko izmanto ceļu kaisīšanai ledus apstākļos, un ūdens, ko dzeram katru dienu.
- reakcija ar amfoteriskajiem oksīdiem, piemēram, cinka oksīds:
- skābju reakcija ar sārmiem sauc par neitralizāciju. Piemēram, ir dota nātrija hidroksīda reakcija ar sālsskābi; produkti ir sāls (šajā piemērā galda sāls) un ūdens.
- apmaiņas reakcijas ar sāļiem, ja reakcijas rezultātā veidojas nešķīstoša viela vai gāze. Kā piemērs ir dota bārija hlorīda reakcija ar sērskābi, kā rezultātā veidojas bārija sulfāta un gaistoša hlorūdeņraža nogulsnes.
- reakcija ar nešķīstošām bāzēm, piemēram, vara hidroksīds ar sērskābi:
- vāju skābju pārvietošana no to sāļu šķīdumiem, piemēram, fosforskābes un sālsskābes sāļi:
- reakcija ar metāliem, kas atrodas spriegumu virknē līdz ūdeņradim - piemērs ir magnija reakcija ar sālsskābi:
Bāžu ķīmiskās īpašības
Pirms bāzu ķīmisko īpašību izpētes ir lietderīgi atgādināt bāzu klasifikāciju no.
Tātad, pāriesim uz bāzu ķīmisko īpašību analīzi:
- iepriekš minētā reakcija ar skābēm - neitralizācijas reakcija
- reakcija ar amfoteriskām bāzēm piemēram, cinka un alumīnija hidroksīds:
- reakcija ar skābiem oksīdiem ar sāls un ūdens veidošanos. Piemērs - nātrija hidroksīda reakcija ar silīcija oksīdu (stikla kodināšana):
- apmaiņas reakcijas ar sāļiem ja veidojas nogulsnes vai gāze (amonjaks). Piemērs - bārija hidroksīda reakcija ar nātrija sulfātu:
OGE uzdevumu tipisko iespēju analīze ķīmijā
Pirmā uzdevuma versija
Ar sālsskābi reaģē šādi:
- sudraba nitrāts
- bārija nitrāts
- Sudrabs
- silīcija oksīds
Apskatīsim katru gadījumu:
- Sālsskābe un sudraba nitrāts. Tā kā sudraba nitrāts ir sāls, apmaiņas reakcija ir iespējama, ja reakcijas produkts ir nogulsnes vai gāze. Produkts var būt slāpekļskābe (šķīstoša) un sudraba hlorīdsA (nešķīstošs - balti sierveidīgi nogulumi ). Tas nozīmē, ka reakcija ir iespējama un atbilde mums ir piemērota.
- Bārija nitrāts un sālsskābe. Šīs apmaiņas reakcijas produkti šķīstošs (slāpekļskābe un bārija hlorīds), tātad nekādas reakcijas .
- Sudrabs ir sprieguma virknē aiz ūdeņraža, tāpēc nereaģē ar neoksidējošām skābēm Un.
- Silīcija oksīds - skābes oksīds Un nereaģē ar skābēm .
Bāzes, amfoteriskie hidroksīdi
Bāzes ir sarežģītas vielas, kas sastāv no metāla atomiem un vienas vai vairākām hidroksilgrupām (-OH). Vispārējā formula ir Me +y (OH) y, kur y ir hidrokso grupu skaits, kas vienāds ar metāla Me oksidācijas pakāpi. Tabulā parādīta bāzu klasifikācija.
Sārmu, sārmu un sārmzemju metālu hidroksīdu īpašības
1. Sārmu ūdens šķīdumi uz tausti ir ziepjami un maina indikatoru krāsu: lakmuss - zils, fenolftaleīns - sārtināts.
2. Ūdens šķīdumi disociē:
3. Mijiedarboties ar skābēm, nonākot apmaiņas reakcijā:
Poliskābju bāzes var radīt vidējus un bāziskus sāļus:
4. Reaģē ar skābiem oksīdiem, veidojot vidi un skābos sāļus atkarībā no skābes bāziskuma, kas atbilst šim oksīdam:
5. Mijiedarboties ar amfoteriskajiem oksīdiem un hidroksīdiem:
a) saplūšana:
b) risinājumos:
6. Mijiedarboties ar ūdenī šķīstošiem sāļiem, ja veidojas nogulsnes vai gāze:
Nešķīstošās bāzes (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 utt.) mijiedarbojas ar skābēm un karsējot sadalās:
Amfoteriskie hidroksīdi
Amfoteriskie savienojumi ir savienojumi, kas atkarībā no apstākļiem var būt gan ūdeņraža katjonu donori un uzrāda skābas īpašības, gan to akceptori, t.i., uzrāda bāzes īpašības.
Amfoterisko savienojumu ķīmiskās īpašības
1. Mijiedarbojoties ar stiprām skābēm, tām piemīt pamata īpašības:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
2. Mijiedarbojoties ar sārmiem – stiprām bāzēm, tām piemīt skābas īpašības:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na 2 ( kompleksais sāls)
Al(OH)3 + NaOH = Na ( kompleksais sāls)
Kompleksie savienojumi ir tie, kuros vismaz vienu kovalento saiti veido donora-akceptora mehānisms.
Vispārējā bāzu sagatavošanas metode ir balstīta uz apmaiņas reakcijām, ar kuru palīdzību var iegūt gan nešķīstošas, gan šķīstošas bāzes.
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓
Ja ar šo metodi iegūst šķīstošas bāzes, nogulsnējas nešķīstošs sāls.
Sagatavojot ūdenī nešķīstošas bāzes ar amfotēriskām īpašībām, jāizvairās no sārmu pārpalikuma, jo var rasties amfoteriskās bāzes izšķīšana, piemēram:
AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl
Šādos gadījumos amonija hidroksīdu izmanto, lai iegūtu hidroksīdus, kuros amfotērie hidroksīdi nešķīst:
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Sudraba un dzīvsudraba hidroksīdi sadalās tik viegli, ka, mēģinot tos iegūt apmaiņas reakcijā, hidroksīdu vietā izgulsnējas oksīdi:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3
Rūpniecībā sārmus parasti iegūst ar hlorīdu ūdens šķīdumu elektrolīzi.
2NaCl + 2H2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2
Sārmus var iegūt arī, sārmu un sārmzemju metālus vai to oksīdus reaģējot ar ūdeni.
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2
SrO + H 2 O = Sr(OH) 2
Skābes
Skābes ir sarežģītas vielas, kuru molekulas sastāv no ūdeņraža atomiem, kurus var aizstāt ar metālu atomiem un skābju atlikumiem. Normālos apstākļos skābes var būt cietas (fosfors H 3 PO 4; silīcija H 2 SiO 3) un šķidras (tīrā veidā sērskābe H 2 SO 4 būs šķidrums).
Gāzes, piemēram, ūdeņraža hlorīds HCl, ūdeņraža bromīds HBr, sērūdeņradis H 2 S, ūdens šķīdumos veido atbilstošās skābes. Ūdeņraža jonu skaits, ko disociācijas laikā veido katra skābes molekula, nosaka skābes atlikuma (anjona) lādiņu un skābes bāziskumu.
Saskaņā ar Skābju un bāzu protolītiskā teorija, vienlaikus ierosināja dāņu ķīmiķis Brønsted un angļu ķīmiķis Lowry, skābe ir viela atdalīšanās ar šo reakciju protoni, A pamata- viela, kas var pieņemt protonus.
skābe → bāze + H +
Pamatojoties uz šādām idejām, ir skaidrs amonjaka pamatīpašības, kas, pateicoties vientuļa elektronu pāra klātbūtnei pie slāpekļa atoma, mijiedarbojoties ar skābēm efektīvi pieņem protonu, veidojot amonija jonu caur donora-akceptora saiti.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
skāba bāze skābes bāze
Vispārīgāka skābju un bāzu definīcija ierosināja amerikāņu ķīmiķis G. Lūiss. Viņš ierosināja, ka skābju un bāzes mijiedarbība ir pilnīga ne vienmēr notiek ar protonu pārnešanu. Lūisa skābju un bāzu noteikšanā galvenā loma ķīmiskajās reakcijās ir elektronu pāri
Tiek saukti katjoni, anjoni vai neitrālas molekulas, kas spēj pieņemt vienu vai vairākus elektronu pārus Lūisa skābes.
Piemēram, alumīnija fluorīds AlF 3 ir skābe, jo, mijiedarbojoties ar amonjaku, tas spēj pieņemt elektronu pāri.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Katjonus, anjonus vai neitrālas molekulas, kas spēj nodot elektronu pārus, sauc par Lūisa bāzēm (amonjaks ir bāze).
Lūisa definīcija aptver visus skābju-bāzes procesus, kas tika ņemti vērā iepriekš ierosinātajās teorijās. Tabulā ir salīdzinātas pašlaik izmantotās skābju un bāzu definīcijas.
Skābju nomenklatūra
Tā kā skābēm ir dažādas definīcijas, to klasifikācija un nomenklatūra ir diezgan patvaļīga.
Atbilstoši ūdeņraža atomu skaitam, kas spēj izdalīties ūdens šķīdumā, skābes iedala vienbāzu(piemēram, HF, HNO 2), divbāzu(H 2 CO 3, H 2 SO 4) un tribasic(H 3 PO 4).
Pēc skābes sastāva tās iedala bez skābekļa(HCl, H 2 S) un skābekli saturošs(HClO 4, HNO 3).
Parasti skābekli saturošu skābju nosaukumi ir atvasināti no nemetāla nosaukuma, pievienojot galotnes -kai, -vaja, ja nemetāla oksidācijas pakāpe ir vienāda ar grupas numuru. Samazinoties oksidācijas pakāpei, mainās sufiksi (metāla oksidācijas pakāpes samazināšanās secībā): -necaurspīdīgs, sarūsējis, - ovisks:
Ja mēs ņemam vērā ūdeņraža un nemetāla saites polaritāti noteiktā periodā, mēs varam viegli saistīt šīs saites polaritāti ar elementa pozīciju periodiskajā tabulā. No metāla atomiem, kas viegli zaudē valences elektronus, ūdeņraža atomi pieņem šos elektronus, veidojot stabilu divu elektronu apvalku, piemēram, hēlija atoma apvalku, un dod jonu metālu hidrīdus.
Periodiskās tabulas III-IV grupas elementu ūdeņraža savienojumos bors, alumīnijs, ogleklis un silīcijs veido kovalentas, vāji polāras saites ar ūdeņraža atomiem, kas nav pakļauti disociācijai. Periodiskās sistēmas V-VII grupu elementiem perioda ietvaros nemetāla-ūdeņraža saites polaritāte palielinās līdz ar atoma lādiņu, bet lādiņu sadalījums iegūtajā dipolā ir citādāks nekā to elementu ūdeņraža savienojumos, mēdz ziedot elektronus. Nemetālu atomi, kuriem ir nepieciešami vairāki elektroni, lai pabeigtu elektronu apvalku, piesaista (polarizē) savienojošo elektronu pāri, jo spēcīgāk, jo lielāks ir kodola lādiņš. Tāpēc sērijās CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF vai SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl saites ar ūdeņraža atomiem, saglabājot kovalentas, kļūst polārākas, un ūdeņraža atoms elementa-ūdeņraža saites dipols kļūst elektropozitīvāks. Ja polārās molekulas nonāk polārā šķīdinātājā, var notikt elektrolītiskās disociācijas process.
Apspriedīsim skābekli saturošu skābju uzvedību ūdens šķīdumos. Šīm skābēm ir H-O-E saite, un, protams, H-O saites polaritāti ietekmē O-E saite. Tāpēc šīs skābes, kā likums, disociējas vieglāk nekā ūdens.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3
Apskatīsim dažus piemērus skābekli saturošu skābju īpašības, ko veido elementi, kas spēj uzrādīt dažādas oksidācijas pakāpes. Ir zināms, ka hipohlorskābe HClO ļoti vāja hlorskābe HClO 2 arī vājš, bet stiprāka par hipohlorskābi, hipohlorskābi HClO 3 stiprs. Perhlorskābe HClO 4 ir viena no stiprākais neorganiskās skābes.
Skābajai disociācijai (ar H jona elimināciju) ir nepieciešama O-H saites šķelšanās. Kā mēs varam izskaidrot šīs saites stiprības samazināšanos sērijā HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Šajā sērijā palielinās skābekļa atomu skaits, kas saistīti ar centrālo hlora atomu. Katru reizi, kad veidojas jauna skābekļa-hlora saite, elektronu blīvums tiek iegūts no hlora atoma un līdz ar to no O-Cl vienotās saites. Rezultātā elektronu blīvums daļēji atstāj O-H saiti, kas rezultātā tiek novājināta.
Šis modelis - skābju īpašību nostiprināšana, palielinoties centrālā atoma oksidācijas pakāpei - raksturīgs ne tikai hloram, bet arī citiem elementiem. Piemēram, slāpekļskābe HNO 3, kurā slāpekļa oksidācijas pakāpe ir +5, ir spēcīgāka par slāpekļskābi HNO 2 (slāpekļa oksidācijas pakāpe ir +3); sērskābe H 2 SO 4 (S +6) ir stiprāka par sērskābi H 2 SO 3 (S +4).
Skābju iegūšana
1. Var iegūt bezskābekļa skābes tiešā nemetālu savienojumā ar ūdeņradi.
H2 + Cl2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Var iegūt dažas skābekli saturošas skābes skābju oksīdu mijiedarbība ar ūdeni.
3. Var iegūt gan skābekli nesaturošas, gan skābekli saturošas skābes vielmaiņas reakciju rezultātā starp sāļiem un citām skābēm.
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. Dažas skābes var iegūt, izmantojot redoksreakcijas.
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3P + 5HNO3 + 2H2O = ZN3PO4 + 5NO2
Skāba garša, ietekme uz indikatoriem, elektrovadītspēja, mijiedarbība ar metāliem, bāziskiem un amfoteriskiem oksīdiem, bāzēm un sāļiem, esteru veidošanās ar spirtiem - šīs īpašības raksturīgas neorganiskām un organiskām skābēm.
var iedalīt divu veidu reakcijas:
1) ir izplatītas Priekš skābes reakcijas ir saistītas ar hidronija jonu H 3 O + veidošanos ūdens šķīdumos;
2) specifisks(t.i. raksturīgās) reakcijas specifiskas skābes.
Ūdeņraža jons var iekļūt redokss reakcija, reducējot līdz ūdeņradim, kā arī saliktā reakcijā ar negatīvi lādētām vai neitrālām daļiņām, kurām ir vientuļi elektronu pāri, t.i. skābju-bāzes reakcijas.
Skābju vispārējās īpašības ietver skābju reakcijas ar metāliem sprieguma virknē līdz ūdeņradim, piemēram:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
Skābju-bāzes reakcijas ietver reakcijas ar bāziskiem oksīdiem un bāzēm, kā arī ar starpproduktiem, bāziskiem un dažreiz skābiem sāļiem.
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
Ņemiet vērā, ka daudzbāziskās skābes sadalās pakāpeniski, un katrā nākamajā posmā disociācija ir grūtāka, tāpēc ar skābes pārpalikumu visbiežāk veidojas skābie sāļi, nevis vidējie.
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
No pirmā acu uzmetiena skābju sāļu veidošanās var šķist pārsteidzoša vienbāzu fluorūdeņražskābe. Tomēr šo faktu var izskaidrot. Atšķirībā no visām pārējām halogenīdskābēm, fluorūdeņražskābe šķīdumos ir daļēji polimerizēta (ūdeņraža saišu veidošanās dēļ) un tajā var būt dažādas daļiņas (HF) X, proti, H 2 F 2, H 3 F 3 utt.
Īpašs skābju-bāzes līdzsvara gadījums - skābju un bāzu reakcijas ar indikatoriem, kas maina to krāsu atkarībā no šķīduma skābuma. Indikatorus izmanto kvalitatīvajā analīzē, lai noteiktu skābes un bāzes risinājumos.
Visbiežāk izmantotie rādītāji ir lakmuss(V neitrāla vidi violets, V skābs - sarkans, V sārmains - zils), metiloranžs(V skābs vidi sarkans, V neitrāla - apelsīns, V sārmains - dzeltens), fenolftaleīns(V ļoti sārmains vidi aveņu sarkans, V neitrāla un skāba - bezkrāsains).
Specifiskas īpašības dažādas skābes var būt divu veidu: pirmkārt, reakcijas, kas izraisa veidošanos nešķīstošie sāļi, un, otrkārt, redokspārveidojumi. Ja reakcijas, kas saistītas ar H+ jonu klātbūtni, ir kopīgas visām skābēm (kvalitatīvas reakcijas skābju noteikšanai), specifiskas reakcijas tiek izmantotas kā kvalitatīvas reakcijas atsevišķām skābēm:
Ag + + Cl - = AgCl (baltas nogulsnes)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (baltas nogulsnes)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (dzeltenas nogulsnes)
Dažas specifiskas skābju reakcijas rodas to redoksīpašību dēļ.
Anoksskābes ūdens šķīdumā var tikai oksidēt.
2KMnO4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Br 2 = S + 2НВг
Skābekli saturošas skābes var oksidēt tikai tad, ja centrālais atoms tajās atrodas zemākā vai vidējā oksidācijas stāvoklī, piemēram, sērskābē:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl
Daudzām skābekli saturošām skābēm, kurās centrālajam atomam ir maksimālais oksidācijas stāvoklis (S +6, N +5, Cr +6), piemīt spēcīgas oksidētāju īpašības. Koncentrēts H 2 SO 4 ir spēcīgs oksidētājs.
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
Jāatceras, ka:
- Skābes šķīdumi reaģē ar metāliem, kas atrodas pa kreisi no ūdeņraža elektroķīmiskā sprieguma virknē, pakļaujoties vairākiem nosacījumiem, no kuriem svarīgākais ir reakcijas rezultātā šķīstoša sāls veidošanās. HNO 3 un H 2 SO 4 (konc.) mijiedarbība ar metāliem notiek dažādi.
Koncentrēta sērskābe aukstumā pasivē alumīniju, dzelzi un hromu.
- Ūdenī skābes sadalās ūdeņraža katjonos un skābju atlikumu anjonos, piemēram:
- Neorganiskās un organiskās skābes reaģē ar bāziskajiem un amfoteriskajiem oksīdiem, ja veidojas šķīstošs sāls:
- Abas skābes reaģē ar bāzēm. Polibāziskās skābes var veidot gan starpproduktu, gan skābes sāļus (tās ir neitralizācijas reakcijas):
- Reakcija starp skābēm un sāļiem notiek tikai tad, ja veidojas nogulsnes vai gāze:
H 3 PO 4 mijiedarbība ar kaļķakmeni apstāsies, jo uz virsmas veidosies pēdējās nešķīstošās Ca 3 (PO 4) 2 nogulsnes.
Slāpekļa HNO 3 un koncentrētās sērskābes H 2 SO 4 (konc.) skābes īpašību īpatnības ir saistītas ar to, ka tām mijiedarbojoties ar vienkāršām vielām (metāliem un nemetāliem), oksidētāji nebūs H + katjoni. , bet nitrātu un sulfātu jonus. Loģiski, ka šādu reakciju rezultātā veidojas nevis ūdeņradis H2, bet tiek iegūtas citas vielas: obligāti sāls un ūdens, kā arī viens no nitrātu vai sulfāta jonu reducēšanās produktiem atkarībā no koncentrācijas. skābes, metāla novietojums sprieguma virknē un reakcijas apstākļi (temperatūra, metāla slīpēšanas pakāpe utt.).
Šīs HNO 3 un H 2 SO 4 (konc.) ķīmiskās uzvedības pazīmes uzskatāmi ilustrē ķīmiskās struktūras teorijas tēzi par atomu savstarpējo ietekmi vielu molekulās.
Nepastāvības un stabilitātes (stabilitātes) jēdzieni bieži tiek sajaukti. Gaistošās skābes ir skābes, kuru molekulas viegli pāriet gāzveida stāvoklī, tas ir, iztvaiko. Piemēram, sālsskābe ir gaistoša, bet stabila skābe. Nav iespējams spriest par nestabilo skābju nepastāvību. Piemēram, negaistoša, nešķīstoša silīcijskābe sadalās ūdenī un SiO 2. Sālsskābes, slāpekļa, sērskābes, fosforskābes un vairāku citu skābju ūdens šķīdumi ir bezkrāsaini. Hromskābes H 2 CrO 4 ūdens šķīdums ir dzeltenā krāsā, un mangānskābe HMnO 4 ir tumšsarkanā krāsā.
Atsauces materiāls testa veikšanai:
Mendeļejeva tabula
Šķīdības tabula
Skābes ir ķīmiski savienojumi, kas spēj nodot elektriski lādētu ūdeņraža jonu (katjonu) un arī pieņemt divus mijiedarbojošus elektronus, kā rezultātā veidojas kovalentā saite.
Šajā rakstā apskatīsim galvenās skābes, kuras mācās vidusskolu vidusskolās, kā arī uzzināsim daudz interesantu faktu par visdažādākajām skābēm. Sāksim.
Skābes: veidi
Ķīmijā ir daudz dažādu skābju, kurām ir ļoti dažādas īpašības. Ķīmiķi atšķir skābes pēc skābekļa satura, gaistamības, šķīdības ūdenī, stiprības, stabilitātes un tā, vai tās pieder pie organisko vai neorganisko ķīmisko savienojumu klases. Šajā rakstā mēs apskatīsim tabulu, kurā parādītas slavenākās skābes. Tabula palīdzēs atcerēties skābes nosaukumu un ķīmisko formulu.
Tātad viss ir skaidri redzams. Šajā tabulā ir parādītas slavenākās skābes ķīmiskajā rūpniecībā. Tabula palīdzēs daudz ātrāk atcerēties vārdus un formulas.
Sērūdeņraža skābe
H2S ir hidrosulfīda skābe. Tās īpatnība slēpjas faktā, ka tā ir arī gāze. Sērūdeņradis ļoti slikti šķīst ūdenī, kā arī mijiedarbojas ar daudziem metāliem. Sērūdeņražskābe pieder pie “vāju skābju” grupas, kuras piemērus mēs aplūkosim šajā rakstā.
H 2 S ir nedaudz saldena garša un arī ļoti spēcīga puvušu olu smarža. Dabā to var atrast dabiskās vai vulkāniskās gāzēs, un tas izdalās arī olbaltumvielu sabrukšanas laikā.
Skābju īpašības ir ļoti dažādas, pat ja skābe ir neaizstājama rūpniecībā, tā var būt ļoti kaitīga cilvēka veselībai. Šī skābe ir ļoti toksiska cilvēkiem. Kad tiek ieelpots neliels sērūdeņraža daudzums, cilvēkam rodas galvassāpes, stipra slikta dūša un reibonis. Ja cilvēks ieelpo lielu daudzumu H 2 S, tas var izraisīt krampjus, komu vai pat tūlītēju nāvi.
Sērskābe
H 2 SO 4 ir stipra sērskābe, ar kuru bērni tiek iepazīstināti ķīmijas stundās 8. klasē. Ķīmiskās skābes, piemēram, sērskābe, ir ļoti spēcīgi oksidētāji. H 2 SO 4 darbojas kā oksidētājs uz daudziem metāliem, kā arī bāzes oksīdiem.
H 2 SO 4, nonākot saskarē ar ādu vai apģērbu, izraisa ķīmiskus apdegumus, taču tas nav tik toksisks kā sērūdeņradis.
Slāpekļskābe
Spēcīgas skābes ir ļoti svarīgas mūsu pasaulē. Šādu skābju piemēri: HCl, H2SO4, HBr, HNO3. HNO 3 ir labi zināma slāpekļskābe. Tas ir atradis plašu pielietojumu rūpniecībā, kā arī lauksaimniecībā. To izmanto dažādu mēslojumu izgatavošanai, juvelierizstrādājumos, fotogrāfiju iespiešanā, medikamentu un krāsvielu ražošanā, kā arī militārajā rūpniecībā.
Ķīmiskās skābes, piemēram, slāpekļskābe, ir ļoti kaitīgas organismam. HNO 3 tvaiki atstāj čūlas, izraisa akūtu iekaisumu un elpceļu kairinājumu.
Slāpekļskābe
Slāpekļskābi bieži sajauc ar slāpekļskābi, taču starp tām ir atšķirība. Fakts ir tāds, ka tas ir daudz vājāks par slāpekli, tam ir pilnīgi atšķirīgas īpašības un ietekme uz cilvēka ķermeni.
HNO 2 ir atradis plašu pielietojumu ķīmiskajā rūpniecībā.
Fluorūdeņražskābe
Fluorūdeņražskābe (vai fluorūdeņradis) ir H 2 O šķīdums ar HF. Skābes formula ir HF. Fluorūdeņražskābi ļoti aktīvi izmanto alumīnija rūpniecībā. To izmanto silikātu šķīdināšanai, silīcija un silikāta stikla kodināšanai.
Ūdeņraža fluorīds ir ļoti kaitīgs cilvēka organismam un atkarībā no koncentrācijas var būt viegla narkotiska viela. Ja tas nonāk saskarē ar ādu, sākumā izmaiņas nav, bet pēc dažām minūtēm var parādīties asas sāpes un ķīmisks apdegums. Fluorūdeņražskābe ir ļoti kaitīga videi.
Sālsskābe
HCl ir hlorūdeņradis un spēcīga skābe. Ūdeņraža hlorīds saglabā stipro skābju grupai piederošo skābju īpašības. Skābe pēc izskata ir caurspīdīga un bezkrāsaina, bet gaisā kūp. Ūdeņraža hlorīds tiek plaši izmantots metalurģijā un pārtikas rūpniecībā.
Šī skābe izraisa ķīmiskus apdegumus, bet iekļūšana acīs ir īpaši bīstama.
Fosforskābe
Fosforskābe (H 3 PO 4) pēc savām īpašībām ir vāja skābe. Bet pat vājām skābēm var būt spēcīgas īpašības. Piemēram, H 3 PO 4 izmanto rūpniecībā, lai atjaunotu dzelzi no rūsas. Turklāt fosforskābi (vai ortofosforskābi) plaši izmanto lauksaimniecībā - no tās ražo daudz dažādu mēslošanas līdzekļu.
Skābju īpašības ir ļoti līdzīgas - gandrīz katra no tām ir ļoti kaitīga cilvēka ķermenim, H 3 PO 4 nav izņēmums. Piemēram, šī skābe izraisa arī smagus ķīmiskus apdegumus, asiņošanu no deguna un zobu šķeldēšanu.
Ogļskābe
H 2 CO 3 ir vāja skābe. To iegūst, izšķīdinot CO 2 (oglekļa dioksīdu) ūdenī (ūdenī). Ogļskābi izmanto bioloģijā un bioķīmijā.
Dažādu skābju blīvums
Skābju blīvums ieņem nozīmīgu vietu ķīmijas teorētiskajā un praktiskajā daļā. Zinot blīvumu, jūs varat noteikt konkrētas skābes koncentrāciju, atrisināt ķīmisko aprēķinu problēmas un pievienot pareizo skābes daudzumu, lai pabeigtu reakciju. Jebkuras skābes blīvums mainās atkarībā no koncentrācijas. Piemēram, jo augstāks ir koncentrācijas procents, jo lielāks ir blīvums.
Skābju vispārīgās īpašības
Pilnīgi visas skābes ir (tas ir, tās sastāv no vairākiem periodiskās tabulas elementiem), un to sastāvā obligāti ir H (ūdeņradis). Tālāk mēs apskatīsim, kuras ir izplatītas:
- Visas skābekli saturošās skābes (kuru formulā ir O) sadaloties veido ūdeni, un arī bezskābekļa skābes sadalās vienkāršās vielās (piemēram, 2HF sadalās F 2 un H 2).
- Oksidējošās skābes reaģē ar visiem metāliem metāla aktivitāšu sērijā (tikai tiem, kas atrodas pa kreisi no H).
- Tie mijiedarbojas ar dažādiem sāļiem, bet tikai ar tiem, kurus veidojusi vēl vājāka skābe.
Skābes krasi atšķiras viena no otras pēc to fizikālajām īpašībām. Galu galā tiem var būt smarža vai ne, kā arī tie var būt dažādos agregātstāvokļos: šķidrā, gāzveida un pat cietā stāvoklī. Cietās skābes ir ļoti interesanti pētīt. Šādu skābju piemēri: C2H204 un H3BO3.
Koncentrēšanās
Koncentrācija ir vērtība, kas nosaka jebkura šķīduma kvantitatīvo sastāvu. Piemēram, ķīmiķiem bieži ir jānosaka, cik daudz tīras sērskābes ir atšķaidītā skābē H 2 SO 4. Lai to izdarītu, mērtraukā ielej nelielu daudzumu atšķaidītas skābes, nosver to un nosaka koncentrāciju, izmantojot blīvuma diagrammu. Skābju koncentrācija ir cieši saistīta ar blīvumu, bieži vien, nosakot koncentrāciju, rodas aprēķinu uzdevumi, kur nepieciešams noteikt tīras skābes procentuālo daudzumu šķīdumā.
Visu skābju klasifikācija pēc H atomu skaita to ķīmiskajā formulā
Viena no populārākajām klasifikācijām ir visu skābju iedalījums vienbāziskajos, divbāziskajos un attiecīgi trīsbāziskajos skābēs. Vienbāzisko skābju piemēri: HNO 3 (slāpekļskābe), HCl (sālsskābe), HF (fluorūdeņražskābe) un citas. Šīs skābes sauc par vienbāziskām, jo tajās ir tikai viens H atoms. Tādu skābju ir daudz, nav iespējams atcerēties pilnīgi katru. Jums tikai jāatceras, ka skābes tiek klasificētas arī pēc H atomu skaita to sastāvā. Divbāziskās skābes tiek definētas līdzīgi. Piemēri: H 2 SO 4 (sērskābe), H 2 S (sērūdeņradis), H 2 CO 3 (ogles) un citi. Trīsbāzisks: H 3 PO 4 (fosfors).
Skābju pamatklasifikācija
Viena no populārākajām skābju klasifikācijām ir to iedalījums skābekli saturošajās un bezskābekli. Kā atcerēties, nezinot vielas ķīmisko formulu, ka tā ir skābekli saturoša skābe?
Visām bezskābekļa skābēm trūkst svarīgā elementa O – skābekļa, bet tās satur H. Tāpēc to nosaukumā vienmēr tiek pievienots vārds “ūdeņradis”. HCl ir H2S - sērūdeņradis.
Bet jūs varat arī uzrakstīt formulu, pamatojoties uz skābju saturošu skābju nosaukumiem. Piemēram, ja vielā O atomu skaits ir 4 vai 3, tad nosaukumam vienmēr tiek pievienots sufikss -n-, kā arī galotne -aya-:
- H 2 SO 4 - sērs (atomu skaits - 4);
- H 2 SiO 3 - silīcijs (atomu skaits - 3).
Ja vielai ir mazāk par trim skābekļa atomiem vai trīs, tad nosaukumā lieto sufiksu -ist-:
- HNO 2 - slāpeklis;
- H 2 SO 3 - sērs.
Vispārējās īpašības
Visām skābēm ir skāba un bieži vien nedaudz metāliska garša. Bet ir arī citas līdzīgas īpašības, kuras mēs tagad apsvērsim.
Ir vielas, ko sauc par indikatoriem. Indikatori maina savu krāsu vai arī krāsa paliek, bet mainās tās nokrāsa. Tas notiek, ja indikatorus ietekmē citas vielas, piemēram, skābes.
Krāsas maiņas piemērs ir tik pazīstams produkts kā tēja un citronskābe. Kad tējai pievieno citronu, tēja pamazām sāk manāmi atdzīvoties. Tas ir saistīts ar faktu, ka citronā ir citronskābe.
Ir arī citi piemēri. Lakmuss, kas neitrālā vidē ir ceriņu krāsā, kļūst sarkans, pievienojot sālsskābi.
Kad spriegumi ir spriegojuma virknē pirms ūdeņraža, izdalās gāzes burbuļi - H. Taču, ja metālu, kas atrodas spriegojuma virknē pēc H, ievieto mēģenē ar skābi, tad reakcija nenotiks, nebūs. gāzes evolūcija. Tātad varš, sudrabs, dzīvsudrabs, platīns un zelts nereaģēs ar skābēm.
Šajā rakstā mēs apskatījām slavenākās ķīmiskās skābes, kā arī to galvenās īpašības un atšķirības.