Различия в определении кислот и оснований
| Класс веществ | Определение кислот и оснований | ||
| По Аррениусу | По Бренстеду | По Льюису | |
| Кислоты | Отдают H+ | Отдают H+ | Принимают электронные пары |
| Основания | Отдают OH- | Принимают H+ | Отдают электронные пары |
Название оснований состоит из слова “гидроксид” – названия гидроксильной группы и названия металла в родительном падеже, из которого образован ион металла с указанием степени окисления: Fe (OH)2 – гидроксид железа (II), Fe (OH)3 – гидроксид железа (III). В зависимости от числа гидроксогрупп основания подразделяют на однокислотные (KOH, NaOH) и многокислотные (Ba (OH)2, Fe (OH)3).
Гидроксиды делят на две группы: растворимые в воде – щелочи (образованные щелочными и щелочно-земельными металлами) и нерастворимые в воде.
Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а
1. Самой типичной реакцией оснований является взаимодействие с кислотами (или реакция нейтрализации). В неё вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:
KOH + HBr → KBr + H2O
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 +2H2O
2. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:
Cu (OH)2 +CO2 = CaCO3↓ +H2O
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O (при нагревании)
3. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:
t°C
Cu (OH)2 → CuO +H2O
4. Основания взаимодействуют с солями:
Ca(H2PO4)2 + 2Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2↓ + 4H2O
Амфотерные гидроксиды
Амфотерными гидроксидами называют соединения, которые обладают как кислотными, так и основными свойствами.
Свойства амфотерных гидроксидов можно проиллюстрировать следующей схемой:
Гидроксид алюминия
В роли кислоты: H3AlO3 → H2O + HAlO2
↓↑
H+ + AlO2-
В роли основания: Al (OH)3 ↔Al3+ +3OH-
В зависимости от того, с более сильными основаниями или с более сильной кислотой взаимодействует гидроксид алюминия, алюминий входит в продукт реакции нейтрализации в виде аниона (AlO2-) или катиона (Al3+)
H3AlO3 + NaOH = HAlO2 + H2O +NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Al (OH)3↓ +3HCl = AlCl3 + 3H2O
В щелочной среде алюминий является кислотообразователем, что характерно для неметаллов; в кислой среде алюминий проявляет свойства металла и образует ион алюминия.
Амфотерные свойства проявляют гидроксиды переходных металлов различных групп периодической таблицы:
Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 Cr(OH)3
Основные и кислотные свойства у амфотерных оснований проявляются слабо.
П о л у ч е н и е о с н о в а н и й
Растворимые основания (щелочи) получают электролизом водных растворов хлоридов (в технике):
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + Cl2↑ + H2↑
или соответствующих металлов I и II групп периодической таблицы или их оксидов с водой (в лаборатории):
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
K2O +H2O = 2KOH
Нерастворимые основания обычно получают реакцией обмена между солями и основаниями:
CuSO4 +2KOH = Cu (OH)2↓ + K2SO4
Реакция идет, так как образуется труднорастворимое основание Cu(OH)2 (принцип Бертло-Михайленко).
Кислоты
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называют соединения, образующие в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода H+:
HCl (воды) ↔H+ + Cl- HNO3↔ H+ + NO3-
Кислоты в воде диссоциируют на катионы водорода и анионы - кислотные остатки.
Изучение неводных растворов различных веществ показало, что характерные признаки кислот (кислотность, отношение к индикаторам) наблюдаются и в таких растворах, в которых отсутствуют ионы водорода. Всё это привело к возникновению новых теоретических положений в определении кислот.
Согласно протонной теории кислот и оснований И. Бренстеда, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, что можно выразить уравнением реакции: кислота→ основание + H+ .
Согласно этой теории, любая кислота является донором протонов H+ , а основании, как указывалось выше, - акцептором протонов.
Более общее определение кислот и оснований дано Г. Льюисом, предложившим, что кислотно-основные взаимодействия необязательно происходят с переносом протона, основная роль при этом отводиться участию электронных пар.
Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.
Например, фторид алюминия AlF3 – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:
AlF3 + :NH3 →[AlF3] : [NH3]
В таблице 4 представлены результаты сопоставлений определений кислот и оснований, используемые в настоящее время.
Номенклатура кислот
Поскольку существуют различные определения кислот, то их классификация и номенклатура довольно условны.
Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла прибавлением окончаний -ная, -вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере снижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая.
HClO4 – хлорная H2SO4 - серная
HClO3 - хлорноватая H2SO3 - сернистая
HClO2 - хлористая
HClO1 – хлорноватистая
Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением слова – “ водородная” через соединительную “о”.
HF – фтороводородная (плавиковая)
H2S – сероводородная
HCl – хлороводородная (соляная)
По числу содержащихся в кислотах атомов водорода, способных замещаться на металл, кислоты подразделяются на: одноосновные – HNO3, HCl, двухосновные – H2SO4, H2S, и трехосновные –H3PO4.
При диссоциации многоосновных кислот ионы водорода отщепляются постепенно:
H3 PO4 ↔ H+ +H2 PO4_
H2 PO4 - ↔ H+ +HPO42‑
HPO42‑ ↔ H+ +PO43‑
Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном взаимодействии неметаллов с водородом с последующим растворением в воде. Кислородосодержащие кислоты могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой:
SO3 +H2O=H2SO4
Кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:
t°C
NaNO3 +H2SO4 = HNO3 +NaHSO4
Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а
Химические свойства кислот можно разделить на две группы. Общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах ионов H+, и специфические, т. е. характерные для конкретных кислот.
К первому типу свойств кислот относятся реакции взаимодействия с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑ или Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑
Ион водорода может вступать не только в реакции окисления-восстановления, а также в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленную пару электронов
(кислотно-основное взаимодействие):
H+ + :NH3 → [NH4]+
В таблице 5 представлены важнейшие кислоты и наименование их солей.
Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и солями:
H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H2SO4+BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl
Таблица 5