Наиболее сильной кислотой является h2co3. Неорганические кислоты. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами
![Наиболее сильной кислотой является h2co3. Неорганические кислоты. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами](https://i2.wp.com/blog.tutoronline.ru/media/105817/___________.jpg)
Сущ., кол во синонимов: 171 абсцизин (2) агарицин (1) адипил (1) … Словарь синонимов
1 капля Альбом ремиксов СЛОТ Дата выпуска 2008 Записан … Википедия
Сущ., ж., употр. сравн. часто Морфология: (нет) чего? кислоты, чему? кислоте, (вижу) что? кислоту, чем? кислотой, о чём? о кислоте; мн. что? кислоты, (нет) чего? кислот, чему? кислотам, (вижу) что? кислоты, чем? кислотами, о чём? о кислотах 1.… … Толковый словарь Дмитриева
КИСЛОТА, кислоты, мн. кислоты, жен. 1. только ед. отвлеч. сущ. к кислый, что нибудь кислое (разг.). Я попробовал, чувствую: кислота какая то. 2. Химическое соединение, обладающее кислым вкусом и окрашивающее синий лакмус в красный цвет (хим.).… … Толковый словарь Ушакова
КИСЛОТА, ы, мн. оты, от, жен. Химическое соединение, содержащее водород, дающее при реакции с основаниями (в 8 знач.) соли и окрашивающее лакмусовую бумагу в красный цвет. Азотная, уксусная к. | прил. кислотный, ая, ое. К. краситель. К. дождь (с… … Толковый словарь Ожегова
КИСЛОТА 1, Шы, мн. оты, от, ж. Химическое соединение, содержащее водород, дающее при реакции с основаниями (в 8 знач.) соли и окрашивающее лакмусовую бумагу в красный цвет. Азотная, уксусная к. Толковый словарь Ожегова. С.И. Ожегов, Н.Ю. Шведова … Толковый словарь Ожегова
См. кислый 1. Толковый словарь Ожегова. С.И. Ожегов, Н.Ю. Шведова. 1949 1992 … Толковый словарь Ожегова
кислота - КИСЛОТА, ы, ж Химическое соединение, обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. Кислота окрашивает лакмусовую бумагу в красный цвет … Толковый словарь русских существительных
КИСЛОТА, химическое соединение, содержащее водород, который может быть замещен металлом или другим положительным ионом с образованием соли. Кислоты растворяются в воде с получением ионов водорода (Н+), то есть действуют как источник протонов;… … Научно-технический энциклопедический словарь
Кислота, ы; мн. кислоты, кислот … Русское словесное ударение
Ж. 1. Химическое соединение, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. 2. То, что своими свойствами цветом, запахом, едкостью и т.п. напоминает такое химическое соединение. Толковый словарь Ефремовой. Т. Ф. Ефремова … Современный толковый словарь русского языка Ефремовой
Книги
- Кислота (DVD) , Горчилин Александр. Саша и Петя живут безбашенной жизнью музыкантов современной техно-Москвы: громкие вечеринки, взлеты и падения, колесо нестабильных отношений с окружающими и собой. Они - поколение…
- Кислота , Дарья Кова. Бывает страсть, которая пожирает тебя, жжет, выжигает все на своем пути. Как кислота. Она не созидает, а разрушает тебя. Под такой накал попала и я, простая девчонка изпригорода, которая…
Все кислоты, их свойства и основания делятся на сильные и слабые. Но не смейте путать такие понятия как «сильная кислота» или «сильное основание» с их концентрацией. Например, нельзя сделать концентрированный раствор слабой кислоты или разбавленный раствор сильного основания. Например, соляная кислота, когда растворяется в воде то отдает каждой из двух молекул воды по одному своему протону.
Когда происходит химическая реакция в ионе гидроксония ион водорода очень прочно связывается с молекулой воды. Сама реакция будет происходит до тех пор, пока полностью не исчерпаются ее реагенты. Наша вода в этом случае играет роль основания, так как получает протон от соляной кислоты. Кислоты, которые диссоциируются нацело в водных растворах, называются сильными.
Когда нам известно самая начальная концентрация сильной кислоты, то в данном случае не составляет труда подсчитать какая концентрация ионов гидроксония и хлорид-ионов в растворе. Например, если вы возьмете и в 1 литр воды растворите 0,2 моля газообразной соляной кислоты, концентрация ионов после диссоциации будет точно такой же.
Примеры сильных кислот:
1)
HCl — соляная кислота;
2)
HBr — бромводород;
3)
HI — йодоводород;
4)
HNO3 — азотная кислота;
5)
HClO4 — хлорная кислота;
6)
H2SO4 — серная кислота.
Все известные кислоты (за исключением серной кислоты), представлены в списке выше и являются монопротоновыми, так как их атомы отдают по одному протону; молекулы серной кислоты могут с легкостью отдавать два своих протона, именно поэтому серная кислота является дипротоновой.
К сильным основаниям относятся электролиты, они полностью диссоциируются в водных растворах с образованием гидроксид-иона.
Аналогично с кислотами, вычислить концентрацию гидроксид-иона очень просто, если вы узнаете исходную концентрацию раствора. Например, раствор NaOH с концентрацией 2 моль/л диссоциирует на такую же концентрацию ионов.
Слабые кислоты. Основания и свойства
Что касается слабых кислот, то они диссоциируются не полностью, то есть частично. Различать сильные и слабые кислоты очень просто: если в справочной таблице рядом с названием кислоты показана ее константа то эта кислота является слабой; если же константа не приведена то данная кислота является сильной.
Слабые основания также хорошо реагируют с водой с образованием равновесной системы. Слабые кислоты также характеризуются константой диссоциации К.
Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.
По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H 2 SO 4 серная кислота, H 2 SO 3 сернистая кислота, HNO 3 азотная кислота, H 3 PO 4 фосфорная кислота, H 2 CO 3 угольная кислота, H 2 SiO 3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H 2 S сероводородная кислота).
В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO 3 одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H 2 SO 4 – двухосновная и т.д.
Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.
Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.
Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – это сложные остатки.
В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3 . Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.
Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H 2 SO 4 – серная; H 2 SO 3 – угольная; H 2 SiO 3 – кремниевая и т.д.
Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO 3 – азотная, HNO 2 – азотистая.
Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:
H 2 + Cl 2 → 2 HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Растворы полученных газообразных веществ HCl и H 2 S и являются кислотами.
При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.
Химические свойства кислот
Растворыв кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества – индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.
Индикаторы – это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах - они имеют одну окраску, в растворах оснований – другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус – тоже в красный цвет.
Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли (реакция нейтрализации). Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Взаимодействуют с металлами.
Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:
1. металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;
2. кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H +).
При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Остались вопросы? Хотите знать больше о кислотах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
КИСЛОТЫ - сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотных остатков. Как правило, кислотные остатки образуют элементы-неметаллы. КЛАССИФИКАЦИЯ:
· по наличию/отсутствию кислорода:
1) кислородосодержащие : азотная - HNO 3 ; азотистая - HNO 2 ; серная - H 2 SO 4 ; сернистая - H 2 SO 3 ; угольная - H 2 CO 3 ; кремниевая - H 2 SiO 3 ; фосфорная - H 3 PO 4 ; 2) бескислородные : HCl - хлороводородная; H 2 S - сероводородная; HF - фтороводородная; HBr - бромоводородная; HI - йодоводородная
· по числу атомов водорода:
1) одноосновные : HNO 3 - азотная; HF - фтороводородная; HCl - хлороводородная; HBr - бромоводородная; HI - иодоводородная; 2) двухосновные : H 2 SO 4 - серная; H 2 SO 3 - сернистая; H 2 S - сероводородная; H 2 CO 3 - угольная; H 2 SiO 3 - кремниевая; 3) трёхосновные : H 3 PO 4 - фосфорная
ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ:
1) Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус и метиловый оранжевый окрашиваются растворами кислот в красный цвет. 2) Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода.
H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2 H2O
H3PO4 + Fe(OH)3 = FePO4 + 3 H2O
2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2 + 6 H2O
Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями - такими как NaOH и KOH:
H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O
3) Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды - ближайшие родственники оснований - с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:
2 HCl + CaO = CaCl2 + H2O
2 H3PO4 + Fe2O3 = 2 FePO4 + 3 H2O
4) Взаимодействие кислот с металлами. Для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия. Во-первых, металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк - напротив - реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.
2 HCl + 2 Na = 2 NaCl + H2
H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2
По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов. Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.
Ряд активности металлов.
Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с металлом из левой части таблицы. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+.
С точки зрения электролитической диссоциации, все общие характерные свойства кислот (кислый вкус, изменение цвета индикатора, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями) обусловлены ионами водорода H+, точнее, ионами гидроксония H3O+
Специфические свойства азотной кислоты
Сильный окислитель
1. Разлагается на свету и при нагревании
4HNO 3 – t°,hn ® 2H 2 O + 4NO 2 + O 2
2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция")
3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород
4. С неметаллами:
Азотная кислота превращается в NO (или в NO 2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:
S 0 + 6HNO 3 (конц) ® H 2 S +6 O 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
B 0 + 3HNO 3 ® H 3 B +3 O 3 + 3NO 2
3P 0 + 5HNO 3 + 2H 2 O ® 5NO + 3H 3 P +5 O 4
28. Основания, их классификация. Амфотерные основания. Химические свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.
Основания - электролиты, при диссоциации которых образуется только один виданионов - гидроксид-ионы. Классификация оснований 1. Растворимые в воде (щелочи) - гидроксиды металлов главных подгрупп Iи II групп. 2. Нерастворимые в воде - гидроксиды остальных металлов. Химические свойства . Щелочи изменяют окраску индикаторов (лакмусстановится синим, фенолфталеин – малиновым).Взаимодействие с кислотами:![](https://i1.wp.com/konspekta.net/studopediaru/baza19/758281932602.files/image053.jpg)
![](https://i1.wp.com/konspekta.net/studopediaru/baza19/758281932602.files/image055.jpg)
![](https://i2.wp.com/konspekta.net/studopediaru/baza19/758281932602.files/image061.jpg)
34. Понятие об энергии активации. Уравнение Аррениуса. Катализаторы.
Уравнение Аррениуса . , где А – предэкспоненциальный множитель, – энергия активации реакции; Т – абсолютная температура.
В химической кинетике часто пользуются уравнением Аррениуса в логарифмической форме:
Из уравнения следует, что зависимость константы скорости химической реакции от температуры линейна
Энергия активации равна разности между средней энергией реагирующих частиц и энергией активированного комплекса. Энергия активации является характеристикой каждой реакции и определяет влияние на скорость химической природы реагирующих веществ.
Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется ЭНЕРГИЕЙ АКТИВАЦИИ (кДж/моль) данной реакции. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами. Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, начинаются с разрыва или ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ. При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние называется активированным комплексом. Вещества, не расходующиеся в результате протекания химической реакции, но влияющие на её скорость, называются КАТАЛИЗАТОРАМИ . Биологические катализаторы белкового происхождения называются ферментами. УРАВНЕНИЕ АРРЕНИУСА описывает зависимость константы скорости от температуры: κ(T)=A·e - E /(RT) где А- постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ.
30. Оксиды, их классификация. Виды связей. Химические свойства.ОКСИДЫ -сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.
ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ - такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Na 2 O, CaO, FeO, NiO являются основными, так как им соответствуют основания NaOH, Ca(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Ni(OH) 2 . Некоторые основные оксиды при взаимодействии с водой образуют основания: Na 2 O+H 2 O=2NaOH ; CaO+H 2 O=Ca(OH) 2
Оксиды, которые не взаимодействуют с водой, образуют соответствующие им основания из солей: NiSO 4 +2NaOH=Ni(OH) 2 +Na 2 SO 4
Основные оксиды образуются только металлами.
КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ - такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, CO 2 , P 2 O 5 , SO 2 , SO 3 – кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты H 2 CO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 SO 4 .
Большинство кислотных оксидов образуют кислоты при взаимодействии с водой, например: CO 2 +H 2 O=H2CO 3 ; SO 3 +H 2 O=H2SO 4
Некоторые оксиды с водой не взаимодействуют, однако сами они могут быть получены из кислоты: H 2 SiO 3 =SiO 2 +H 2 O
Кислотные оксиды образуются неметаллами и некоторыми металлами, проявляющими высокие степени окисления.
АМФОТЕРНЫЕ ОКСИДЫ - такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, то есть обладают двойственными свойствами. К ним относятся некоторые оксиды металлов: ZnO, Al 2 O 3 , Cr2O 3 и др. Амфотерные оксиды не соединяются с водой, но они реагируют с кислотами и с основаниями. Например: ZnO+2HCl+ZnCl+H 2 O ; ZnO+2NaOH+H 2 O=Na 2
Основные, кислотные и амфотерные оксиды являются солеобразующими.
БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ ОКСИДЫ - небольшая группа оксидов, которые не проявляют ни основных ни кислотных свойств и не образуют солей. Оксид углерода (2) CO, оксид азота(1) N 2 O, оксид азота (2) NO и оксид кремния (2) SiO.
ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:
1) Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.
FeO+H 2 SO 4 =FeSO 4 +H 2 O
2) Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду.
SO 3 +2NaOH=Na 2 SO 4 +H 2 O
3) Взаимодействие основных и кислотных оксидов приводит к образованию солей.
CaO+CO 2 =CaCO 3
31. Генетическая связь между различными классами соединений. Генетические связи - это связи между разными классами, основанные на их взаимопревращениях.Зная классы неорганических веществ, можно составить генетические ряды металлов и неметаллов. В основу этих рядов положен один и тот же элемент.
Среди металлов можно выделить две разновидности рядов:
1 .Генетический ряд, в котором в качестве основания выступает щёлочь. Этот ряд можно представить с помощью следуюших превращений: металл--основный оксид--щёлочь--соль, например генетический ряд калия K--K 2 O--KOH--KCl.
2 . Генетический ряд, где в качестве основания выступает нерастворимое основание, тогда ряд можно представить цепочкой превращений: металл--основный оксид--соль--нерастворимое основание--основный оксид--металл. Например:Cu--CuO--CuCl 2 --Cu(OH) 2 --CuO-->Cu
Среди неметаллов также можно выделить две разновидности рядов:
1 . Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда выступает растворимая кислота. Цепочку превращений можно представить в следующем виде: неметалл--кислотный оксид--растворимая кислота--соль.Например:
P--P 2 O 5 --H 3 PO 4 --Na 3 PO 4 .
2 . Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда выступает нерастворимая кислота: неметалл--кислотный оксид--соль--кислота--кислотный оксид--неметалл, Например:
Si--SiO 2 --Na 2 SiO 3 --H 2 SiO 3 --SiO 2 --Si.
35. Общие представления о растворах. Растворимость газа в жидкости, растворимость жидкости в жидкости. Растворимость твердого тела в жидкости.
Раствор – гомогенная система, состоящая из двух и более независимых компонентов, соотношения между которыми могут изменяться. Один из компонентов – растворитель, остальные – растворенные вещества. Растворитель - вещество, которое в чистом виде находится в той же фазе, что и раствор.
Насыщенный раствор – раствор, который находится в равновесии с твердой фазой растворенного вещества и содержит максимально возможное при данных условиях количество этого вещества. Раствор, концентрация растворенного вещества в котором ниже концентрации в насыщенном растворе, называется ненасыщенным.
Концентрация (количественная характеристика растворов) – относительное содержание каждого компонента, составляющего данный раствор.
Растворимость газов в жидкостях
Растворимость газов в жидкостях зависит от ряда факторов: природы газа и жидкости, давления, температуры, концентрации растворенных в жидкости веществ (особенно сильно влияет на растворимость газов концентрация электролитов).
Наибольшее влияние на растворимость газов в жидкостях оказывает природа веществ. Так, в 1 литре воды при t = 18 °С и P = 1 атм. растворяется 0.017 л. азота, 748.8 л. аммиака или 427.8 л. хлороводорода. Аномально высокая растворимость газов в жидкостях обычно обусловливается их специфическим взаимодействием с растворителем – образованием химического соединения (для аммиака) или диссоциацией в растворе на ионы (для хлороводорода). Газы, молекулы которых неполярны, растворяются, как правило, лучше в неполярных жидкостях – и наоборот. Зависимость растворимости газов от давления выражается законом Генри – Дальтона :
Растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению над жидкостью.
Здесь С – концентрация раствора газа в жидкости, k – коэффициент пропорциональности, зависящий от природы газа. Закон Генри – Дальтона справедлив только для разбавленных растворов при малых давлениях, когда газы можно считать идеальными. Газы, способные к специфическому взаимодействию с растворителем, данному закону не подчиняются.
Растворимость газов в жидкостях существенно зависит от температуры; количественно данная зависимость определяется уравнением Клапейрона – Клаузиуса (здесь X – мольная доля газа в растворе, λ – тепловой эффект растворения 1 моля газа в его насыщенном растворе):
Как правило, при растворении газа в жидкости выделяется теплота (λ < 0), поэтому с повышением температуры растворимость уменьшается. Растворимость газов в жидкости сильно зависит от концентрации других растворенных веществ. Зависимость растворимости газов от концентрации электролитов в жидкости выражается формулой Сеченова (X и X o – растворимость газа в чистом растворителе и растворе электролита с концентрацией C):
Взаимная растворимость жидкостей
В зависимости от природы жидкости могут смешиваться в любых соотношениях (в этом случае говорят о неограниченной взаимной растворимости), быть практически нерастворимыми друг в друге либо обладать ограниченной растворимостью. Рассмотрим последний случай на примере системы анилин – вода. Если смешать примерно равные количества воды и анилина, система будет состоять из двух слоев жидкости; верхний слой – раствор анилина в воде, нижний – раствор воды в анилине. Для каждой температуры оба раствора имеют строго определенный равновесный состав, не зависящий от количества каждого из компонентов.
Рис. 1.
Диаграмма растворимости системы анилин – вода.
Зависимость концентрации растворов от температуры принято изображать графически с помощью диаграммы взаимной растворимости. Эта диаграмма для системы анилин-вода приведена на рис. 1. Область под кривой – это область расслаивания жидкостей. Повышение температуры приводит к увеличению концентрации каждого из растворов (увеличению взаимной растворимости), и при некоторой температуре, называемой критической температурой расслоения (Т кр на рис. 1) взаимная растворимость воды и анилина становится неограниченной. Система анилин – вода относится к т.н. системам с верхней критической температурой расслоения ; существуют также и системы, для которых повышение температуры приводит к уменьшению взаимной растворимости компонентов.
Растворимость твердых веществ в жидкостях
Растворимость твердых веществ в жидкостях определяется природой веществ и, как правило, существенно зависит от температуры; сведения о растворимости твердых тел целиком основаны на опытных данных. Качественным обобщением экспериментальных данных по растворимости является принцип "подобное в подобном": полярные растворители хорошо растворяют полярные вещества и плохо – неполярные, и наоборот.
Рис. 2.
Кривые растворимости некоторых солей в воде.
1 – КNО 3 , 2 – Nа 2 SО 4 ·10Н 2 О, 3 – Nа 2 SО 4 , 4 – Ва(NО 3) 2 .
Зависимость растворимости S от температуры обычно изображают графически в виде кривых растворимости (рис. 2). Поскольку теплота растворения твердых веществ в жидкостях может быть как положительной, так и отрицательной, растворимость при увеличении температуры может увеличиваться либо уменьшаться (согласно принципу Ле Шателье – Брауна).
42. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.
Гидролиз – обратимое взаимодействие ионов солей с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита.
При растворении соли в воде происходит её гидролиз по катиону. Наблюдается накопление ионов водорода, обеспечивающих кислую реакцию раствора, pH<7.
37. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Примеры.
Электролитическая диссоциация – распад некоторых веществ на ионы в растворе под действием молекул растворителя или в расплаве. Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. Остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.
Теория Электролитической диссоциации:
1. при растворении в воде электролиты распадаются на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы). ионы в растворе взаимодействуют с молекулами воды (гидратация). Процесс диссоциации является обратимым.
2. под действием постоянного электрического тока катионы движутся по катоду, анионы – к аноду.
3. степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры.
Степень диссоциации (а) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N’) к общему числу растворенных молекул (N): а = N’/ N;
Сильный электролит – вещество, степень диссоциации которого больше 30%.. к сильным электролитам относят все соли, сильные кислоты, сильные основания.
Слабый электролит – вещество, степень диссоциации которого меньше 3%. к слабым электролитам относят слабые кислоты, слабые основания.
Кислоты диссоциируют с образованием положительных ионов одного вида – ионов водорода: HCl+H2O->H3O⁺+Cl⁻
Средние соли образуют катионы металлов или комплексные катионы и одноатомные либо многоатомные анионы: NaCl->Na⁺+Cl⁻, (NH4)2SO4->2NH4⁺+S .
При диссоциации щёлочи образуют анионы OH − и катион металла.
40. Труднорастворимые электролиты. Равновесие раствор-осадок. Произведение растворимости. Связь растворимости и произведения растворимости на примере BaSO4.
Применение закона действующих масс к гетерогенной системе – насыщенному раствору малорастворимого электролита, находящемуся в равновесии со своим осадком:
Дает выражение константы равновесия:
Которая в данном случае называется произведением растворимости:
Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов, возведенных в степень с показателем, равным стехиометрическому коэффициенту при данном ионе, при данной температуре – величина постоянная.
Чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость.
В насыщенном растворе устанавливается динамическое равновесие между твердой фазой (осадком) и раствором, где находятся ионы данного труднорастворимого соединения.
39. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Определение pH водных растворов сильных и слабых электролитов.
Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан
H2O + H2O ↔ H3O + + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H 2 O ↔ H + + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению
К д = (a H a OH)/a H 2 O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 10 8 молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями, а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: = Кд 55,5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: a H ·a OH = Кв.
Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg a H . Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H + и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз – 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды.
Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид-ионов есть постоянная величина. Эта постоянная величина называется ИОННЫМ ПРООИЗВЕДЕНИЕМ ВОДЫ . Вода является слабым электролитом и в очень малой степени диссоциирует на ионы: H 2 O↔ H + + OH - Константа диссоциации воды при 25 градусах равна: K H 2 O = */ = 1,8*10 -16 В 1 литре воды находится 1 кг или 55,56 моль воды. На ионы распадается 1*10 -7 часть каждого моля, поэтому концентрацию Н 2 О можно считать постоянной величиной. Тогда будем иметь:
*=*K H 20 Подставляем значение KH2O и концентрации ее в 1 литре.
* = 1,8*10-16*55,56 = 1*10-14 = Kв (Kв – ионное произведение воды, которое является постоянной величиной при данной температуре) С увеличением температуры Kв увеличивается, например, при 50 градусах она составляет 5,47*10-14. Из формулы ионного произведения воды видно, что концентрации водородных и гидроксид-ионов находятся в обратной зависимости одна от другой. Характер среды любого водного раствора определяется относительными величинами концентрации катионов водорода и гидроксид анионов. Вместо концентрации ионов гидроксония указывают десятичный логарифм, взятый с обратным знаком.
41. Реакции ионного обмена. Условия их необратимости.
Реакции ионного обмена - окислительно-восстановительная реакция, которая идетв направлении связывания ионов, но при которой не происходит изменениястепеней окисления. Условия течения реакций в растворах электролитов до конца:1) в результате реакции выпадает осадок: 2) в результате реакции выделяется газ: 3) в результате реакции образуется малодиссоциирующее вещество:![](https://i2.wp.com/konspekta.net/studopediaru/baza19/758281932602.files/image093.jpg)
45. Способы выражения количественного состава растворов.
МАССОВАЯ ДОЛЯ (ω) - отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Обычно выражается в процентах. Безмерная величина, которая может быть выражена в долях единицы ω=m в-ва /m р-ра или в процентах ω%=m в-ва /m р-ра *100% . Для бинарного раствора (т.е. содержащего только два вещества) масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя (m р-ра =m в-ва +m р-рит ) и выражения для массовой доли запишутся:
ω=m в-ва /m в-ва +m р-рит *100% Массовую долю, выраженную в процентах, раньше называли процентной концентрацией. Она показывает массу растворенного вещества в граммах находящуюся в 100г раствора.
МОЛЬНАЯ ДОЛЯ (N) - отношение количества растворённого вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, составляющих раствор. Например раствор состоит из растворителя и двух растворенных веществ. Мольные доли каждого будут равны: N i =n 1 /n 1 +n 2 +n 3
Где n 1 n 2 n 3 - соответственно кол-во вещества, растворителя и растворенных веществ. Мольная доля - это безразмерная величина, которую чаще всего выражают в долях единицы. Алгебраическая сумма мольных долей всех веществ, присутствующих в растворе, рана единице.
МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ (молярность)(См) - отношение количества растворённого вещества к объёму раствора. Она показывает количество молей растворенного вещества, находящееся в 1 литре раствора. Cм=n в-ва /V ; С м =m в-ва /M в-ва *V Где n - количество растворенного вещества, моль; m - масса растворенного вещества, г; М - молярная масса растворенного вещества, г/моль; V - объем раствора, л.
МОЛЯЛНОСТЬ (m) – отношение количества растворённого вещества к массе растворителя. Моляльная концентрация показывает количество моль растворенного вещества, приходящееся на 1000г растворителя. Сμ=m в-ва *1000/M в-ва *g Где m в-ва - масса растворенного вещества, приходящаяся на g (г) растворителя, М в-ва - молярная масса растворенного вещества.
ЭКВИВАЛЕНТНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ (Сн) - отношение числа эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора. Нормальность показывает количество растворенного вещества, находящееся в 1 литре раствора. Cн = n Эв-ва /V Сн = m в-ва /Э в-ва *V Где n Эв-ва - количество растворенного вещества, Моль-экв; m в-ва - масса растворенного вещества,г; Э в-ва - эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль-экв; V - объем раствора, л.Объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям.
Сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка, называются минеральными или неорганическими кислотами. Кислотным остатком являются оксиды и неметаллы, соединённые с водородом. Главное свойство кислот - способность образовывать соли.
Классификация
Основная формула минеральных кислот - H n Ac, где Ac - кислотный остаток. В зависимости от состава кислотного остатка выделяют два типа кислот:
- кислородные, содержащие кислород;
- бескислородные, состоящие только из водорода и неметалла.
Основной список неорганических кислот в соответствии с типом представлен в таблице.
Тип |
Название |
Формула |
Кислородные |
||
Азотистая |
||
Дихромовая |
||
Йодноватая |
||
Кремниевые - метакремниевая и ортокремниевая |
H 2 SiO 3 и H 4 SiO 4 |
|
Марганцовая |
||
Марганцовистая |
||
Метафосфорная |
||
Мышьяковая |
||
Ортофосфорная |
||
Сернистая |
||
Тиосерная |
||
Тетратионовая |
||
Угольная |
||
Фосфористая |
||
Фосфорноватистая |
||
Хлорноватая |
||
Хлористая |
||
Хлорноватистая |
||
Хромовая |
||
Циановая |
||
Бескислородные |
Фтороводородная (плавиковая) |
|
Хлороводородная (соляная) |
||
Бромоводородная |
||
Йодоводородная |
||
Сероводородная |
||
Циановодородная |
Кроме того, в соответствии со свойствами кислоты классифицируются по следующим признакам:
- растворимость : растворимые (HNO 3 , HCl) и нерастворимые (H 2 SiO 3);
- летучесть : летучие (H 2 S, HCl) и нелетучие (H 2 SO 4 , H 3 PO 4);
- степень диссоциации : сильные (HNO 3) и слабые (H 2 CO 3).
Рис. 1. Схема классификации кислот.
Для обозначения минеральных кислот используются традиционные и тривиальные названия. Традиционные названия соответствуют наименованию элемента, который образует кислоту с добавлением морфем -ная, -овая, а также -истая, -новатая, -новатистая для обозначения степени окисления.
Получение
Основные методы получения кислот представлены в таблице.
Свойства
Большинство кислот - жидкости с кислым вкусом. Вольфрамовая, хромовая, борная и несколько других кислот находятся в твёрдом состоянии при нормальных условиях. Некоторые кислоты (Н 2 СО 3 , H 2 SO 3 , HClO) существуют только в виде водного раствора и относятся к слабым кислотам.
Рис. 2. Хромовая кислота.
Кислоты - активные вещества, реагирующие:
- с металлами:
Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ;
- с оксидами:
CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O;
- с основанием:
H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O;
- с солями:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O.
Все реакции сопровождаются образованием солей.
Возможна качественная реакция с изменением цвета индикатора:
- лакмус окрашивается в красный;
- метил оранж - в розовый;
- фенолфталеин не меняется.
Рис. 3. Цвета индикаторов при взаимодействии кислоты.
Химические свойства минеральных кислот определяются способностью диссоциироваться в воде с образованием катионов водорода и анионов водородных остатков. Кислоты, реагирующие с водой необратимо (диссоциируются полностью) называются сильными. К ним относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная.
Что мы узнали?
Неорганические кислоты образованы водородом и кислотным остатком, которым являются атомы неметалла или оксид. В зависимости от природы кислотного остатка кислоты классифицируются на бескислородные и кислородсодержащие. Все кислоты имеют кислый вкус и способны диссоциироваться в водной среде (распадаться на катионы и анионы). Кислоты получают из простых веществ, оксидов, солей. При взаимодействии с металлами, оксидами, основаниями, солями кислоты образуют соли.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 98.
- Происхождение Земли (От Большого Взрыва до возникновения Земли) Из чего появилась планета земля
- Квест More Than Meets the Eye (Новый дух, новый облик) Общая информация о трансформациях
- В. Франкл и логотерапия. Логотерапия виктора франкла Основатель логотерапии
- Бабкин российское духовенство и свержение монархии
- Каноническое и параметрическое уравнения прямой
- Классификация кинематических пар
- Методика формирования естествоведческих представлений и понятий