Bases, hidróxidos anfotéricos
As bases são substâncias complexas que consistem em átomos de metal e um ou mais grupos hidroxila (-OH). Fórmula geral Me + y (OH) y, onde y é o número de grupos hidroxo igual ao estado de oxidação do metal Me. A tabela mostra a classificação das bases.
Propriedades de hidróxidos alcalinos de metais alcalinos e alcalino-terrosos
1. As soluções aquosas de álcalis são ensaboadas ao toque, mudam a cor dos indicadores: tornassol - em azul, fenolftaleína - na framboesa.
2. As soluções aquosas se dissociam:
3. Eles interagem com ácidos, entrando em uma reação de troca:
Bases multi-ácidos podem dar sais básicos e médios
4. Reagir com óxidos ácidos, formando meio e sais ácidos, dependendo da basicidade do ácido correspondente a este óxido:
5. Interaja com óxidos e hidróxidos anfotéricos:
a) fusão:
b) em soluções:
6. Interaja com sais solúveis em água se sedimentos ou gases se formarem:
Bases insolúveis (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2, etc.) interagem com ácidos e se decompõem quando aquecidas:
Hidróxidos anfotéricos
Os compostos anfotéricos são aqueles que, dependendo das condições, podem ser doadores de cátions de hidrogênio e exibem propriedades ácidas, e seus aceitadores, isto é, exibem propriedades básicas.
Propriedades químicas de compostos anfotéricos
1. Interagindo com ácidos fortes, eles exibem propriedades básicas:
Zn (OH) 2 + 2HCl \u003d ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Interagindo com álcalis - bases fortes, eles exibem propriedades ácidas:
Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ( sal complexo)
Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( sal complexo)
Os compostos são chamados de complexos em que pelo menos uma ligação covalente foi formada pelo mecanismo doador-aceitador.
O método geral de obtenção de bases baseia-se em reações de troca, com a ajuda das quais podem ser obtidas bases insolúveis e solúveis.
CuSО 4 + 2KON \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2 KOH + BaCO 3 ↓
Quando bases solúveis são obtidas por este método, um sal insolúvel precipita.
Na obtenção de bases insolúveis em água com propriedades anfotéricas, deve-se evitar o excesso de álcali, pois pode ocorrer dissolução da base anfotérica, por exemplo:
АlСl 3 + 4КОН \u003d К [Аl (ОН) 4] + 3КСl
Nesses casos, o hidróxido de amônio é usado para obter hidróxidos, nos quais os hidróxidos anfotéricos não se dissolvem:
АlСl 3 + 3NH 3 + ЗН 2 О \u003d Аl (ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Os hidróxidos de prata e mercúrio se decompõem tão facilmente que, ao tentar obtê-los por uma reação de troca, os óxidos precipitam em vez de hidróxidos:
2AgNO 3 + 2KON \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3
Na indústria, os álcalis são geralmente obtidos por eletrólise de soluções aquosas de cloretos.
2NaCl + 2– 2 О → ϟ → 2 NaOH + H 2 + Cl 2
Os álcalis também podem ser obtidos pela reação de metais alcalinos e alcalino-terrosos ou seus óxidos com água.
2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2
SrO + H2O \u003d Sr (OH) 2
Ácidos
As substâncias complexas são chamadas de ácidos, cujas moléculas consistem em átomos de hidrogênio que podem ser substituídos por átomos de metal e resíduos de ácido. Em condições normais, os ácidos podem ser sólidos (H 3 PO 4 fosfórico; H 2 SiO 3 do silício) e líquidos (em sua forma pura, o líquido será ácido sulfúrico H 2 SO 4).
Gases como cloreto de hidrogênio HCl, brometo de hidrogênio HBr e sulfeto de hidrogênio H 2 S formam os ácidos correspondentes em soluções aquosas. O número de íons de hidrogênio formados por cada molécula de ácido durante a dissociação determina a carga do resíduo ácido (ânion) e a basicidade do ácido.
De acordo com teoria protolítica de ácidos e bases, proposto simultaneamente pelo químico dinamarquês Brønsted e pelo químico inglês Lowry, um ácido é chamado de substância dividindo com esta reação prótons, e base - uma substância capaz de pegue prótons.
ácido → base + H +
Com base nessas ideias, é claro propriedades básicas da amônia, que, devido à presença de um par de elétrons solitário no átomo de nitrogênio, aceita efetivamente um próton ao interagir com ácidos, formando um íon amônio por meio de uma ligação doador-aceitador.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -
ácido base ácido base
Definição mais geral de ácidos e bases sugerido pelo químico americano G. Lewis. Ele sugeriu que as interações ácido-base são completamente não ocorrem necessariamente com transferência de prótons. Na determinação de ácidos e bases segundo Lewis, o principal papel nas reações químicas é atribuído a pares eletrônicos.
Cátions, ânions ou moléculas neutras capazes de aceitar um ou mais pares de elétrons são chamados Ácidos de Lewis.
Assim, por exemplo, o fluoreto de alumínio AlF 3 é um ácido, pois é capaz de aceitar um par de elétrons ao interagir com a amônia.
AlF 3 +: NH 3 ⇆:
Cátions, ânions ou moléculas neutras capazes de doar pares de elétrons são chamados de bases de Lewis (a amônia é uma base).
A definição de Lewis cobre todos os processos ácido-base que foram considerados pelas teorias propostas anteriormente. A tabela compara as definições de ácidos e bases usadas atualmente.
Nomenclatura de ácido
Uma vez que existem diferentes definições de ácidos, sua classificação e nomenclatura são bastante arbitrárias.
De acordo com o número de átomos de hidrogênio capazes de eliminação em uma solução aquosa, os ácidos são divididos em monobásico (por exemplo, HF, HNO 2), dibásico (H 2 CO 3, H 2 SO 4) e tribásico (H 3 PO 4).
Por composição, o ácido é dividido em anóxico (НСl, H 2 S) e oxigenado (HClO 4, HNO 3).
Geralmente nomes de ácidos oxigenados são feitos do nome de um não-metal com a adição das terminações -ka, -º, se o estado de oxidação do não-metal for igual ao número do grupo. Conforme o estado de oxidação diminui, os sufixos mudam (em ordem decrescente do estado de oxidação do metal): -alguns, verdade, -shy:
Se considerarmos a polaridade da ligação hidrogênio-não metal dentro do período, pode-se facilmente relacionar a polaridade dessa ligação com a posição do elemento na Tabela Periódica. Dos átomos de metal, que perdem facilmente elétrons de valência, os átomos de hidrogênio aceitam esses elétrons, formando uma camada estável de dois elétrons como a camada de um átomo de hélio, e fornecem hidretos metálicos iônicos.
Em compostos de hidrogênio de elementos de grupos III-IV da Tabela Periódica, boro, alumínio, carbono e silício formam ligações covalentes, fracamente polares com átomos de hidrogênio, não propensos à dissociação. Para elementos dos grupos V-VII da Tabela Periódica, dentro do período, a polaridade da ligação de hidrogênio não metálico aumenta com a carga do átomo, mas a distribuição de cargas no dipolo emergente é diferente do que nos compostos de hidrogênio de elementos que tendem a doar elétrons. Os átomos de não metais, nos quais vários elétrons são necessários para completar a camada do elétron, atraem (polarizam) um par de elétrons de ligação. Quanto mais forte, maior será a carga do núcleo. Portanto, na série CH 4 - NH 3 - Н 2 O - HF ou SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl ligações com átomos de hidrogênio, permanecendo covalentes, adquirem um caráter mais polar, e o átomo de hidrogênio no dipolo da ligação elemento-hidrogênio torna-se mais eletropositivo. Se as moléculas polares terminarem em um solvente polar, pode ocorrer dissociação eletrolítica.
Vamos discutir o comportamento de ácidos contendo oxigênio em soluções aquosas. Esses ácidos têm uma ligação H-O-E e, naturalmente, a ligação O-E afeta a polaridade da ligação H-O. Portanto, esses ácidos geralmente se dissociam mais facilmente do que a água.
H2SO3 + H2O ⇆ HsO + + HSO3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3
Considere alguns exemplos propriedades de ácidos contendo oxigênio, formada por elementos que são capazes de exibir diferentes estados de oxidação. Sabe-se que Ácido Hipocloroso НСlO muito fraco ácido clorídrico HClO 2 também fraco mas mais forte hipocloroso, ácido clorídrico HClO 3 forte. Ácido perclórico НСlO 4 - um dos o mais forte ácidos inorgânicos.
Para dissociação pelo tipo de ácido (com eliminação do íon H), a ligação O-H deve ser clivada. Como podemos explicar a diminuição da resistência dessa ligação na série НСlO - НСlO 2 - НСlO 3 - НСClO 4? Nesta série, o número de átomos de oxigênio ligados ao átomo de cloro central aumenta. Cada vez que uma nova ligação de oxigênio com cloro é formada, a densidade de elétrons é puxada do átomo de cloro e, portanto, da ligação O-Cl simples. Como resultado, a densidade eletrônica deixa parcialmente a ligação O - H, que é enfraquecida por causa disso.
Que padrão - aumento das propriedades ácidas com um aumento no estado de oxidação do átomo central - característica não só para o cloro, mas também para outros elementos. Por exemplo, o ácido nítrico HNO 3, no qual o estado de oxidação do nitrogênio é +5, é mais forte do que o ácido nitroso HNO 2 (o estado de oxidação do nitrogênio é +3); o ácido sulfúrico H 2 SO 4 (S +6) é mais forte que o ácido sulfúrico H 2 SO 3 (S +4).
Obtendo ácidos
1. Os ácidos anóxicos podem ser obtidos com conexão direta de não metais com hidrogênio.
Н 2 + Сl 2 → 2HCl,
H2 + S ⇆ H2S
2. Alguns ácidos oxigenados podem ser obtidos a interação de óxidos ácidos com água.
3. Ambos os ácidos anóxicos e contendo oxigênio podem ser obtidos em reações de troca entre sais e outros ácidos.
BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2–2r
CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓
FeS + H 2 SO 4 (pa sb) \u003d H 2 S + FeSO 4
NaCl (T) + H2SO4 (conc) \u003d HCl + NaHSO4
AgNO 3 + HCl \u003d AgCl ↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Alguns ácidos podem ser obtidos usando reações redox.
H2O2 + SO2 \u003d H2SO4
3 + 5 HNO 3 + 2 O 2 O \u003d З 3 Р 4 + 5 NO 2
Sabor azedo, ação em indicadores, condutividade elétrica, interação com metais, óxidos básicos e anfotéricos, bases e sais, formação de ésteres com álcoois - propriedades comuns aos ácidos inorgânicos e orgânicos.
pode ser dividido em dois tipos de reações:
1) são comuns para ácidos as reações estão associadas à formação do íon hidrônio H 3 O + em soluções aquosas;
2) específico (ou seja, características) reações ácidos específicos.
O íon hidrogênio pode entrar em redox reações, reduzindo a hidrogênio, e na reação composta com partículas carregadas negativamente ou neutras tendo pares de elétrons isolados, isto é, em reações ácido-base.
As propriedades gerais dos ácidos incluem as reações de ácidos com metais na faixa de voltagens até hidrogênio, por exemplo:
Zn + 2H + \u003d Zn 2+ + H 2
As reações ácido-base incluem reações com óxidos e bases básicos, bem como com sais médios, básicos e, às vezes, ácidos.
2 CO 3 + 4HBr \u003d 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O
Mg (HCO 3) 2 + 2HCl \u003d MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Observe que os ácidos polibásicos se dissociam passo a passo e, em cada etapa subsequente, a dissociação é mais difícil, portanto, com um excesso de ácido, os sais ácidos são mais frequentemente formados, ao invés dos médios.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
Na 2 S + H 3 PO 4 \u003d Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H 3 PO 4 \u003d NaH 2 PO 4 + H 2 O
KOH + H2S \u003d KHS + H2O
À primeira vista, a formação de sais ácidos pode parecer surpreendente monobásico ácido fluorídrico (fluorídrico). No entanto, esse fato pode ser explicado. Ao contrário de todos os outros ácidos hidro-hálicos, o ácido fluorídrico em soluções é parcialmente polimerizado (devido à formação de ligações de hidrogênio) e nele podem estar presentes diferentes partículas (HF) X, a saber, H 2 F 2, H 3 F 3, etc.
Um caso especial de equilíbrio ácido-base - reações de ácidos e bases com indicadores que mudam de cor dependendo da acidez da solução. Os indicadores são usados \u200b\u200bem análises qualitativas para detectar ácidos e bases em soluções.
Os indicadores mais comumente usados \u200b\u200bsão - tornassol (no neutro meio Ambiente roxa, no azedo - vermelho, no alcalino - azul), laranja de metila (no azedo meio Ambiente vermelho, no neutro - laranja, no alcalino - amarelo), fenolftaleína (no fortemente alcalinomeio Ambiente framboesa vermelha, no neutro e ácido - incolor).
Propriedades específicas diferentes ácidos podem ser de dois tipos: em primeiro lugar, as reações que levam à formação sais insolúveis E em segundo lugar transformações redox. Se as reações associadas à presença do íon H + neles são comuns a todos os ácidos (reações qualitativas para a detecção de ácidos), as reações específicas são usadas como qualitativas para ácidos individuais:
Ag + + Cl - \u003d AgCl (precipitado branco)
Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (precipitado branco)
3Ag + + PO 4 3 - \u003d Ag 3 PO 4 (precipitado amarelo)
Algumas reações específicas dos ácidos são devidas às suas propriedades redox.
Os ácidos anóxicos em solução aquosa só podem ser oxidados.
2KMnO 4 + 16HCl \u003d 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O
H2S + Br2 \u003d S + 2HBg
Os ácidos contendo oxigênio podem ser oxidados apenas se o átomo central neles estiver em um estado de oxidação inferior ou intermediário, como, por exemplo, no ácido sulfuroso:
H2SO3 + Cl2 + H2O \u003d H2SO4 + 2HCl
Muitos ácidos contendo oxigênio, nos quais o átomo central tem o estado de oxidação máximo (S +6, N +5, Cr +6), exibem as propriedades de agentes oxidantes fortes. O H 2 SO 4 concentrado é um forte agente oxidante.
Cu + 2H 2 SO 4 (conc) \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO 3 \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 (conc) \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Lembre-se disso:
- As soluções ácidas reagem com metais na série eletroquímica de tensões à esquerda do hidrogênio, sujeitas a uma série de condições, a mais importante das quais é a formação de um sal solúvel como resultado da reação. A interação de HNO 3 e H 2 SO 4 (conc.) Com metais é diferente.
O ácido sulfúrico concentrado torna o alumínio, o ferro e o cromo passivados no frio.
- Na água, os ácidos se dissociam em cátions de hidrogênio e ânions de resíduos de ácido, por exemplo:
- Os ácidos inorgânicos e orgânicos interagem com os óxidos básicos e anfotéricos, desde que um sal solúvel seja formado:
- Esses e outros ácidos reagem com as bases. Os ácidos polibásicos podem formar sais médios e ácidos (são reações de neutralização):
- A reação entre ácidos e sais ocorre apenas se um precipitado ou gás for formado:
A interação do H 3 PO 4 com o calcário cessará devido à formação do último precipitado insolúvel Ca 3 (PO 4) 2 na superfície.
As peculiaridades das propriedades do HNO 3 nítrico e do H 2 SO 4 sulfúrico concentrado (conc.) Ácidos se devem ao fato de que, quando interagem com substâncias simples (metais e não metais), íons nitrato e sulfato, ao invés de cátions H +, atuam como oxidantes. É lógico esperar que, como resultado de tais reações, não se forme hidrogênio H 2, mas sim outras substâncias: necessariamente sal e água, bem como um dos produtos de redução de íons nitrato ou sulfato, dependendo da concentração de ácidos, da posição do metal em uma série de tensões e condições de reação (temperatura, grau de finura do metal, etc.).
Essas características do comportamento químico do HNO 3 e do H 2 SO 4 (conc.) Ilustram claramente a tese da teoria da estrutura química na influência mútua dos átomos nas moléculas das substâncias.
Os conceitos de volatilidade e estabilidade (estabilidade) são freqüentemente confundidos. Ácidos voláteis são aqueles cujas moléculas se transformam facilmente em um estado gasoso, ou seja, evaporam. Por exemplo, o ácido clorídrico é um ácido estável, mas persistente, volátil. A volatilidade de ácidos instáveis \u200b\u200bnão pode ser avaliada. Por exemplo, o ácido silícico insolúvel e não volátil se decompõe em água e SiO 2. As soluções aquosas de ácido clorídrico, nítrico, sulfúrico, fosfórico e vários outros ácidos não têm cor. Uma solução aquosa de ácido crômico H 2 CrO 4 tem uma cor amarela, o ácido mangânico HMnO 4 é framboesa.
Material de referência para teste:
tabela periódica
Tabela de solubilidade
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Legendas do slide:
Professora: Grudinina Tatyana Viktorovna Tópico da lição: Ácidos
Objetivos da aula: Generalizar e consolidar conhecimentos sobre a classificação, nomenclatura, propriedades dos ácidos orgânicos e inorgânicos Ensinar a explicar a generalidade das propriedades químicas dos ácidos inorgânicos e orgânicos Ensinar a elaborar corretamente as equações de reações na forma molecular e iônica
Determinação de ácidos Ácidos naturais Classificação de ácidos Propriedades químicas dos ácidos Obtenção de ácidos Uso de ácidos Plano de aula:
Os ácidos são chamados de eletrólitos, durante a dissociação dos quais apenas íons de hidrogênio hidratado (H 3 O +) são formados como cátions. 1. Determinação de ácidos
Em 1923. foi proposta uma teoria protolítica por Bernsted-Lauri. Os ácidos são moléculas ou íons que doam cátions hidrogênio H +. O cátion H + é chamado de próton, então a teoria é chamada de protolítica. De acordo com a teoria eletrônica de ácidos e bases do químico americano G.N. Os ácidos de Lewis são reagentes que aceitam elétrons.
2. Ácidos na natureza Chuva ácida (ácidos nítrico, sulfúrico) Ácidos nos alimentos (málico, oxálico, cítrico, láctico, butírico, café e outros) "Armas químicas" de animais e plantas. Ao ser picada, a formiga injeta um veneno contendo ácido fórmico. Urtigas também o usam.
A aranha pedipalpídea atira um filete de ácido acético em seus inimigos. Milípedes planos usam um veneno mais terrível - o vapor de ácido cianídrico. Amanita muscaria usa ácido ibotênico e seu complexo composto, muscimol. Destruição de rochas e formação do solo. Os líquenes podem liberar ácidos que podem transformar o granito em pó.
Vitaminas: ascórbicas, fólicas, oróticas, pangâmicas, nicotínicas e outras. O ácido hialurônico é o ingrediente principal na lubrificação das articulações. Os aminoácidos formam proteínas. O ácido clorídrico no estômago ativa a enzima pepsinogênio, que decompõe as proteínas dos alimentos e também destrói a microflora putrefativa. Ácidos no corpo humano.
Por composição: contendo oxigênio: H NO 3, H 2 SO 3; Livre de oxigênio: HCl, H 2 S. Basicidade: (a basicidade de um ácido é determinada pelo número de cátions que são formados durante a dissociação). Monobásico: HBr, HNO2; Dibásico: H2S, H2SO4; Polibásico: H 3 PO 4. A tarefa. Nomeie os ácidos e dê-lhes uma classificação: HClO 3, H 2 S, H 3 PO 4, HBr. 3. Classificação de ácidos:
Interação com metais localizados na faixa eletroquímica de voltagens de metal para hidrogênio. 4. Propriedades químicas dos ácidos: agente oxidante, agente redutor, acetato de magnésio oxidante
Interação com óxidos básicos e anfotéricos. Por você mesmo:
Interação com bases solúveis e insolúveis. Eles podem formar sais médios e ácidos. Estas são reações de neutralização. Por conta própria: 1 mol (excesso) 1 mol de sulfato de hidrogênio de sódio (sal ácido) 1 mol de sulfato de sódio de 2 mol (sal médio)
Interação com sais Um ácido forte é capaz de deslocar um ácido fraco até mesmo de um sal insolúvel. Por você mesmo:
Ácido clorídrico Para dissolver incrustações e ferrugem durante o revestimento de níquel, cromagem, zinco, etc. produtos de aço e ferro fundido Para descalcificação em caldeiras a vapor Ácido fluorídrico HF. A madeira é impregnada para protegê-la de cupins e outros insetos. Aplicação de ácidos
Ácido sulfúrico Para a produção de fertilizantes fosfóricos e de nitrogênio Na produção de explosivos Fibras artificiais Corantes Plásticos Preenchimento de baterias
Ácido nítrico Produção de fertilizantes nitrogenados Explosivos Substâncias medicinais Corantes Plásticos Fibras artificiais
Tarefa 1. Escreva as fórmulas e caracterize os ácidos com base em sua classificação: ácido silícico, ácido fluorídrico. Tarefa 2. Quais substâncias irão reagir o ácido fosfórico com: K, SO 2, Na 2 SO 4, Na 2 CO 3, MgO, Ag, Ba (OH) 2. Ancoragem
Tarefa 1. H 2 SiO 3 - contendo oxigênio, dibásico, insolúvel, HF fraco - livre de oxigênio, monobásico, solúvel, fraco Tarefa 2. Respostas
Obrigado pela lição !!!
Na 11ª tarefa, o tópico das propriedades químicas continua, desta vez para ácidos e bases.
Teoria para a tarefa número 11 do OGE em química
Ácidos
Deixe-me lembrá-lo ácido são compostos químicos que se dissociam em prótons (H +). Exemplos dos ácidos mais simples são clorídrico (HCl), sulfúrico (H2SO4), nítrico (HNO3).
Fundações
Fundações o mesmo - substâncias que se dissociam em íons de hidróxido (OH-).
Os exemplos mais simples são hidróxido de potássio e sódio (KOH e NaOH). A propósito, eles são chamados de cáusticos por um motivo. Eles realmente corroem e picam quando entram em contato com a pele. Portanto, seu perigo não deve ser subestimado.
Então, vamos continuar considerando as propriedades químicas dessas classes.
Propriedades químicas dos ácidos
Consideramos a classificação dos ácidos em. Recomendo lembrar a classificação dos ácidos para uma compreensão geral antes de estudar mais as propriedades químicas.
Então, vamos continuar considerando as propriedades dos ácidos:
- reação com óxidos básicos: a reação do óxido de cálcio com o ácido clorídrico é mostrada como exemplo. Nessa reação, os produtos são o sal - cloreto de cálcio, que é borrifado nas estradas no gelo, e água que bebemos todos os dias.
- reação com óxidos anfotéricos, por exemplo óxido de zinco:
- reação de ácidos com álcalis é chamado de neutralização. A título de exemplo, é dada a reação da soda cáustica com ácido clorídrico, os produtos são sal (neste exemplo, cloreto de sódio) e água.
- trocar reações com saisse a reação produzir uma substância ou gás insolúvel. Como exemplo, a reação de cloreto de bário com ácido sulfúrico, como resultado da qual um precipitado de sulfato de bário e cloreto de hidrogênio volátil, é formado.
- reação com bases insolúveis, por exemplo, hidróxido de cobre com ácido sulfúrico:
- deslocamento de ácidos fracos de soluções de seus sais, por exemplo, sais de ácido fosfórico com ácido clorídrico:
- reação com metais, estando na série de tensões até o hidrogênio - um exemplo é a reação do magnésio com o ácido clorídrico:
Propriedades químicas de bases
Antes de estudar as propriedades químicas das bases, é útil relembrar a classificação das bases de.
Então, vamos prosseguir para a análise das propriedades químicas das bases:
- a reação acima com ácidos - reação neutralizadora
- reação com bases anfotéricas, por exemplo, zinco e hidróxido de alumínio:
- reação com óxidos ácidos com a formação de sal e água. Um exemplo é a reação de hidróxido de sódio com óxido de silício (gravação de vidro):
- trocar reações com saisse houver formação de sedimento ou gás (amônia). Um exemplo é a reação de hidróxido de bário com sulfato de sódio:
Análise de opções típicas para tarefas do OGE em química
A primeira variante da tarefa
Reage com ácido clorídrico:
- nitrato de prata
- nitrato de bário
- prata
- óxido de silício
Vamos considerar cada caso:
- Ácido clorídrico e nitrato de prata. Como o nitrato de prata é um sal, uma reação de troca é possível se o produto da reação for um precipitado ou um gás. O ácido nítrico (solúvel) pode se formar como um produto e cloreto de pratae (insolúvel - precipitado coagulado branco ) Isso significa que a reação é possível e a resposta nos convém.
- Nitrato de bário e ácido clorídrico. Produtos desta reação metabólica solúvel (ácido nítrico e cloreto de bário), portanto nenhuma reação .
- Prata está na série de tensões após o hidrogênio, portanto não reage com ácidos não oxidantes e.
- Óxido de silício - óxido ácido e não reage com ácidos .
Ácidos são chamadas substâncias complexas, cujas moléculas incluem átomos de hidrogênio que podem ser substituídos ou trocados por átomos de metal e um resíduo de ácido.
De acordo com a presença ou ausência de oxigênio na molécula, os ácidos são divididos em contendo oxigênio (H 2 SO 4 ácido sulfúrico, H 2 SO 3 ácido sulfuroso, HNO 3 ácido nítrico, H 3 PO 4 ácido fosfórico, H 2 CO 3 ácido carbônico, H 2 SiO 3 ácido silícico) e anoxico (HF ácido fluorídrico, HCl ácido clorídrico (ácido clorídrico), HBr ácido bromídrico, HI ácido iodídrico, H 2 S ácido hidrossulfúrico).
Dependendo do número de átomos de hidrogênio na molécula de ácido, são monobásicos (com 1 átomo de H), dibásicos (com 2 átomos de H) e tribásicos (com 3 átomos de H). Por exemplo, o ácido nítrico HNO 3 é monobásico, pois sua molécula possui um átomo de hidrogênio, ácido sulfúrico H 2 SO 4 – dibásico, etc.
Existem muito poucos compostos inorgânicos contendo quatro átomos de hidrogênio que podem ser substituídos por um metal.
A parte de uma molécula de ácido sem hidrogênio é chamada de resíduo de ácido.
Resíduos de ácidopode consistir em um átomo (-Cl, -Br, -I) - estes são resíduos ácidos simples, ou podem ser de um grupo de átomos (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - estes são resíduos complexos.
Em soluções aquosas, os resíduos de ácido não são destruídos durante as reações de troca e substituição:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
A palavra anidridosignifica anidro, ou seja, ácido sem água. Por exemplo,
H 2 SO 4 - H 2 O → SO 3. Os ácidos anóxicos não têm anidridos.
O nome do ácido é derivado do nome do elemento formador de ácido (agente formador de ácido) com a adição das terminações "naya" e, menos frequentemente, "vay": H2SO4 - sulfúrico; H 2 SO 3 - carvão; H 2 SiO 3 - silício, etc.
O elemento pode formar vários ácidos oxigenados. Nesse caso, as desinências indicadas em nome de ácidos serão quando o elemento exibir a maior valência (há um grande conteúdo de átomos de oxigênio na molécula de ácido). Se o elemento exibir a valência mais baixa, a terminação no nome do ácido será "verdadeira": HNO 3 - nítrico, HNO 2 - nitrogênio.
Os ácidos podem ser obtidos dissolvendo anidridos em água. Se os anidridos são insolúveis em água, o ácido pode ser obtido pela ação de outro ácido mais forte sobre o sal do ácido necessário. Este método é típico tanto para oxigênio quanto para ácidos anóxicos. Ácidos livres de oxigênio também são obtidos por síntese direta de hidrogênio e não metálico, seguido pela dissolução do composto resultante em água:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
H2 + S → H2S.
Soluções das substâncias gasosas resultantes HCl e H 2 S são ácidos.
Em condições normais, os ácidos são líquidos e sólidos.
Propriedades químicas dos ácidos
Uma solução de ácidos afeta os indicadores. Todos os ácidos (exceto o ácido silícico) se dissolvem bem na água. Substâncias especiais - indicadores para determinar a presença de ácido.
Os indicadores são substâncias com uma estrutura complexa. Eles mudam de cor dependendo da interação com diferentes produtos químicos. Em soluções neutras - eles têm uma cor, em soluções de base - outra. Ao interagir com um ácido, eles mudam de cor: o indicador laranja de metila fica vermelho, o indicador de tornassol também fica vermelho.
Interaja com bases com a formação de água e sal, que contém um resíduo ácido inalterado (reação de neutralização):
H2SO4 + Ca (OH) 2 → CaSO4 + 2 H2O.
Interaja com óxidos à base de com a formação de água e sal (reação de neutralização). O sal contém um resíduo ácido do ácido que foi usado na reação de neutralização:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Interaja com metais.
Para a interação de ácidos com metais, certas condições devem ser atendidas:
1. o metal deve ser suficientemente ativo em relação aos ácidos (na linha da atividade do metal, ele deve estar localizado antes do hidrogênio). Quanto mais à esquerda o metal está na linha de atividade, mais intensamente ele interage com os ácidos;
2. o ácido deve ser forte o suficiente (isto é, capaz de liberar íons de hidrogênio H +).
Durante as reações químicas do ácido com metais, um sal é formado e hidrogênio é liberado (exceto para a interação dos metais com os ácidos nítrico e sulfúrico concentrado):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
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