Acid slab și bază slabă. Acid puternic și bază puternică

12.4. Forța acizilor și bazelor

Direcția de deplasare a echilibrului acido-bazic este determinată de următoarea regulă:
Echilibrul acido-bazic este orientat către acidul mai slab și baza mai slabă.

Un acid este mai puternic cu cât renunță mai ușor la un proton, iar o bază este mai puternică cu atât acceptă mai ușor un proton și îl ține mai ferm. O moleculă (sau ion) a unui acid slab nu este înclinată să doneze un proton, iar o moleculă (sau ion) a unei baze slabe nu este înclinată să-l accepte, aceasta explică deplasarea echilibrului în direcția lor. Forța acizilor, precum și puterea bazelor pot fi comparate doar în același solvent
Deoarece acizii pot reacționa cu baze diferite, echilibrele corespunzătoare vor fi deplasate într-o direcție sau alta în grade diferite. Prin urmare, pentru a compara puterile diferiților acizi, determinăm cât de ușor acești acizi donează protoni moleculelor de solvent. Rezistența terenului este determinată în mod similar.

Știți deja că o moleculă de apă (solvent) poate accepta și dona un proton, adică prezintă atât proprietățile unui acid, cât și proprietățile unei baze. Prin urmare, atât acizii, cât și bazele pot fi comparate între ele ca putere în solutii apoase. În același solvent, puterea acidului depinde în mare măsură de energia ruperii conexiuni A-N, iar rezistența bazei depinde de energia legăturii B-H formate.
Pentru a caracteriza cantitativ puterea unui acid în soluții apoase, puteți utiliza constanta de echilibru acido-bazică a reacției reversibile a unui anumit acid cu apa:
HA + H2OA + H3O.

Pentru a caracteriza puterea unui acid în soluții diluate în care concentrația de apă este aproape constantă, utilizați constanta de aciditate:

,

Unde K la(HA) = Kc·.

Într-un mod complet similar, pentru a caracteriza cantitativ puterea unei baze, puteți utiliza constanta de echilibru acido-bazică a reacției reversibile a unei baze date cu apa:

A + H2O HA + OH,

și în soluții diluate - constanta de bazicitate

, Unde K o (HA) = K c ·.

În practică, pentru a evalua rezistența unei baze, se utilizează constanta de aciditate a acidului obținut dintr-o bază dată (așa-numita " conjuga" acid), deoarece aceste constante sunt legate prin relația simplă

K o (A) = LA(H2O)/ K k(N / A).

Cu alte cuvinte, Cu cât acidul conjugat este mai slab, cu atât baza este mai puternică. Și invers, cu cât acidul este mai puternic, cu atât baza conjugată este mai slabă .

Constantele de aciditate și bazicitate sunt de obicei determinate experimental. Valorile constantelor de aciditate ale diferiților acizi sunt date în Anexa 13, iar valorile constantelor de bazicitate ale bazelor sunt date în Anexa 14.
Pentru a estima ce fracție din moleculele unui acid sau unei baze aflate în stare de echilibru a suferit o reacție cu apa, se folosește o valoare similară (și omogenă) cu fracția molară și se numește gradul de protoliză(). Pentru acid NA

.

Aici, valoarea cu indicele „pr” (la numărător) caracterizează partea reacţionată a moleculelor de acid NA, iar valoarea cu indicele „out” (la numitor) caracterizează porţiunea iniţială a acidului.
Conform ecuaţiei reacţiei

n pr (HA) = n(H3O) = n(O) c pr(HA) = c(H3O) = c(O);
==a · Cu ref(NA);
= (1 – a) · Cu ref (NA).

Înlocuind aceste expresii în ecuația constantă de aciditate, obținem

Astfel, cunoscând constanta de aciditate și concentrația totală a acidului, este posibil să se determine gradul de protoliză a acestui acid într-o soluție dată. În mod similar, constanta de bazicitate de bază poate fi exprimată prin gradul de protoliză, deci, în formă generală

Această ecuație este o expresie matematică Legea diluției lui Ostwald. Dacă soluțiile sunt diluate, adică concentrația inițială nu depășește 0,01 mol/l, atunci se poate folosi raportul aproximativ

K= 2 · c ref.

Pentru a estima aproximativ gradul de protoliză, această ecuație poate fi utilizată și la concentrații de până la 0,1 mol/l.
Reacțiile acido-bazice sunt procese reversibile, dar nu întotdeauna. Să luăm în considerare comportamentul moleculelor de acid clorhidric și acid fluorhidric în apă:

O moleculă de clorură de hidrogen cedează un proton unei molecule de apă și devine un ion de clorură. Prin urmare, în apă, clorura de hidrogen se prezintă proprietățile unui acid și apa însăși - proprietățile unei baze. Același lucru se întâmplă cu molecula de fluorură de hidrogen și, prin urmare, fluorura de hidrogen prezintă, de asemenea, proprietățile unui acid. Prin urmare, o soluție apoasă de acid clorhidric se numește acid clorhidric (sau clorhidric), iar o soluție apoasă de acid fluorhidric se numește acid fluorhidric (sau fluorhidric). Dar există o diferență semnificativă între acești acizi: acidul clorhidric reacționează cu excesul de apă ireversibil (complet), iar acidul fluorhidric reacționează reversibil și ușor. Prin urmare, o moleculă de clorură de hidrogen donează cu ușurință un proton unei molecule de apă, dar o moleculă de fluorură de hidrogen face acest lucru cu dificultate. Prin urmare, acidul clorhidric este clasificat ca acizi tari, și fluorescent – ​​​​to slab.

Acizi tari: HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3 și alții.
Acum să ne îndreptăm atenția către părțile din dreapta ale ecuațiilor pentru reacțiile clorurii de hidrogen și fluorurii de hidrogen cu apa. Ionul de fluor poate accepta un proton (înlăturarea acestuia din ionul oxoniu) și se poate transforma într-o moleculă de fluorură de hidrogen, dar ionul de clorură nu poate. În consecință, ionul de fluor prezintă proprietățile unei baze, în timp ce ionul de clorură nu prezintă astfel de proprietăți (ci doar în soluții diluate).
Ca și acizii, există puternicŞi temeiuri slabe.

Substanțele de bază puternică includ toți hidroxizii ionici foarte solubili (de asemenea, sunt numiți " alcaline"), deoarece atunci când sunt dizolvați în apă, ionii de hidroxid intră complet în soluție.

Bazele slabe includ NH 3 ( K O= 1,74·10 –5) și alte substanțe. Acestea includ și hidroxizi practic insolubili ai elementelor care formează metale („hidroxizi metalici”) deoarece atunci când aceste substanțe interacționează cu apa, doar o cantitate nesemnificativă de ioni de hidroxid trece în soluție.
Particule de bază slabe (se mai numesc și „ baze anionice"): F, NO 2, SO 3 2, S 2, CO 3 2, PO 4 3 şi alţi anioni formaţi din acizi slabi.
Anionii Cl, Br, I, HSO4, NO3 și alți anioni formați din acizi puternici nu au proprietăți de bază
Cationii Li, Na, K, Ca 2, Ba 2 și alți cationi care fac parte din bazele tari nu au proprietăți acide.

Pe lângă particulele acide și bazice, există și particule care prezintă atât proprietăți acide, cât și bazice. Știți deja astfel de proprietăți ale moleculei de apă. Pe lângă apă, aceștia sunt ioni hidrosulfit, ion hidrosulfură și alți ioni similari. De exemplu, HSO3 prezintă proprietățile unui acid
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O și proprietățile bazei
HS03 + H20H2S03 + OH.

Astfel de particule sunt numite amfoliti.

Majoritatea particulelor de amfolit sunt molecule de acizi slabi care au pierdut unii protoni (HS, HSO3, HCO3, H2PO4, HPO42 și alții). Anionul HSO4 nu prezintă proprietăți de bază și este un acid destul de puternic ( LA K = 1,12. 10–2) și, prin urmare, nu aparține amfoliților. Sărurile care conțin astfel de anioni se numesc săruri acide.

Exemple de săruri acide și denumirea lor:

După cum probabil ați observat, reacțiile acido-bazice și redox au multe în comun. Urmăriți caracteristici comune iar diagrama prezentată în Figura 12.3 vă va ajuta să găsiți diferențele dintre aceste tipuri de reacții.

TĂRIA ACIDĂ, TĂRIA BAZĂ, CONSTANTĂ DE ACIDITATE, CONSTANTĂ DE BAZICITATE, ACID CONJUGAT, BAZĂ CONJUGATĂ, GRAD DE PROTOLIZĂ, LEGEA DILUȚIEI LUI OSTWALD, ACID PUTERNIC, ACID SLAB, BAZĂ PUTERNICĂ, BAZĂ SLABĂ, ALCALITĂ, ACIDINI, SALAMPONI
1.Care acid este mai înclinat să doneze un proton într-o soluție apoasă: a) azotic sau azotat, b) sulfuric sau sulfuros, c) sulfuric sau clorhidric, d) hidrogen sulfurat sau sulfuros? Scrieți ecuațiile de reacție. În cazul reacțiilor reversibile, notați expresia constantelor de aciditate.
2. Comparați energia de atomizare a moleculelor de HF și HCl. Sunt aceste date în concordanță cu puterea acizilor fluorhidric și clorhidric?
3.Care particulă este un acid mai puternic: a) o moleculă de acid carbonic sau un ion bicarbonat, b) o moleculă de acid fosforic, un ion fosfat dihidrogen sau un ion fosfat hidrogen, c) o moleculă de hidrogen sulfurat sau un ion hidrosulfură?
4. De ce nu găsiți constante de aciditate pentru acizi sulfuric, clorhidric, azotic și alți acizi în Anexa 13?
5.Demonstrați validitatea relației care leagă constanta de bazicitate și constanta de aciditate a acizilor și bazelor conjugate.
6. Scrieți ecuațiile pentru reacțiile cu apa ale a) acidului bromhidric și acidului azotat, b) acizilor sulfuric și sulfuros, c) acidului azotic și hidrogenului sulfurat. Care sunt diferențele dintre aceste procese?
7. Pentru următorii amfoliți: HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2, H 2 O - creați ecuații pentru reacțiile acestor particule cu apa, scrieți expresiile constantelor de aciditate și bazicitate, scrieți coborâți valorile acestor constante din Anexele 13 și 14. Determinați ce proprietăți, acide sau bazice, predomină la aceste particule?
8.Ce procese pot avea loc atunci când acidul fosforic este dizolvat în apă?
Comparația reactivității acizilor puternici și slabi.

12.5. Reacții acido-bazice ale ionilor de oxoniu

Atât acizii, cât și bazele diferă în funcție de rezistență, solubilitate, stabilitate și unele alte caracteristici. Cea mai importantă dintre aceste caracteristici este puterea. Cele mai caracteristice proprietăți ale acizilor se manifestă în acizii tari. În soluțiile de acizi puternici, particulele de acid sunt ioni de oxoniu. Prin urmare, în această secțiune vom lua în considerare reacțiile în soluții care apar în timpul interacțiunii ionilor de oxoniu cu diferite substanțe care conțin particule de bază. Să începem cu cele mai puternice baze.

a) Reacțiile ionilor de oxoniu cu ionii de oxid

Dintre bazele foarte puternice, cel mai important este ionul de oxid, care face parte din oxizii de bază, care, după cum vă amintiți, sunt substanțe ionice. Acest ion este una dintre cele mai puternice baze. Prin urmare, oxizii bazici (de exemplu, compoziția MO), chiar și cei care nu reacționează cu apa, reacționează ușor cu acizii. Mecanism de reacție:

În aceste reacții, ionul oxid nu are timp să intre în soluție, dar reacţionează imediat cu ionul oxoniu. În consecință, reacția are loc pe suprafața oxidului. Astfel de reacții merg până la capăt, deoarece dintr-un acid puternic și o bază puternică se formează un amfolit (apa) foarte slab.

Exemplu. Reacția acidului azotic cu oxidul de magneziu:

MgO + 2HNO3p = Mg(NO3)2p + H2O.

Toți oxizii bazici și amfoteri reacționează în acest fel cu acizii puternici, dar dacă se formează o sare insolubilă, reacția în unele cazuri încetinește foarte mult, deoarece un strat de sare insolubilă împiedică pătrunderea acidului la suprafața oxidului ( de exemplu, reacția oxidului de bariu cu acidul sulfuric).

b) Reacţiile ionilor de oxoniu cu ionii de hidroxid

Dintre toate speciile de bază care există în soluții apoase, ionul hidroxid este cea mai puternică bază. Constanta sa de bazicitate (55.5) este de multe ori mai mare decât constantele de bazicitate ale altor particule de bază. Ionii de hidroxid fac parte din alcalii și, atunci când sunt dizolvați, intră în soluție. Mecanismul de reacție a ionilor de oxoniu cu ionii de hidroxid:

.

Exemplul 1. Reacția acidului clorhidric cu soluția de hidroxid de sodiu:

HCl p + NaOH p = NaCI p + H2O.

Asemenea reacțiilor cu oxizi bazici, astfel de reacții se finalizează (ireversibile) deoarece, ca urmare a transferului unui proton de către un ion de oxoniu (un acid puternic, K K = 55,5) ion hidroxid (bază puternică, K O = 55,5) molecule de apă (un amfolit foarte slab, K K= K O = 1,8.10-16).
Reamintim că reacțiile acizilor cu bazele (inclusiv alcaline) se numesc reacții de neutralizare.
Știți deja că apa pură conține ioni de oxoniu și hidroxid (datorită autoprotolizei apei), dar concentrațiile lor sunt egale și extrem de nesemnificative: Cu(H30) = Cu(OH) = 10 -7 mol/l. Prin urmare, prezența lor în apă este practic invizibilă.
Același lucru se observă în soluțiile de substanțe care nu sunt nici acizi, nici baze. Astfel de soluții se numesc neutru.

Dar dacă adăugați o substanță acidă sau bazică în apă, în soluție va apărea un exces de unul dintre acești ioni. Soluția va deveni acru sau alcalin.

Ionii de hidroxid fac parte nu numai din alcalii, ci și din baze practic insolubile, precum și din hidroxizi amfoteri (hidroxizii amfoteri în acest sens pot fi considerați compuși ionici). Ionii de oxoniu reacționează și ei cu toate aceste substanțe și, ca și în cazul oxizilor bazici, reacția are loc la suprafața solidului. Mecanismul de reacție pentru compoziția hidroxidului M(OH) 2:

.

Exemplul 2. Reacția unei soluții de acid sulfuric cu hidroxid de cupru. Deoarece ionul sulfat de hidrogen este un acid destul de puternic ( K K 0,01), reversibilitatea protolizei sale poate fi neglijată și ecuațiile acestei reacții pot fi scrise după cum urmează:

Cu(OH)2 + 2H3O = Cu2 + 4H2O
Cu(OH)2 + H2SO4р = CuS04 + 2H2O.

c) Reacţiile ionilor de oxoniu cu baze slabe

Ca și în soluțiile de alcaline, soluțiile de baze slabe conțin și ioni de hidroxid, dar concentrația lor este de multe ori mai mică decât concentrația particulelor de bază în sine (acest raport este egal cu gradul de protoliză a bazei). Prin urmare, viteza reacției de neutralizare a ionilor de hidroxid este de multe ori mai mică decât viteza reacției de neutralizare a particulelor de bază în sine. În consecință, reacția dintre ionii de oxoniu și particulele de bază va fi predominantă.

Exemplul 1. Reacția de neutralizare a acidului clorhidric cu soluția de amoniac:

.

Reacția produce ioni de amoniu (un acid slab, K K = 6·10 -10) și molecule de apă, dar din moment ce unul dintre reactivii inițiali (amoniac) baza este slabă ( K O = 2·10 -5), atunci reacția este reversibilă

Dar echilibrul din acesta este foarte puternic deplasat spre dreapta (spre produșii de reacție), atât de mult încât reversibilitatea este adesea neglijată prin scrierea ecuației moleculare a acestei reacții cu semn egal:

HCI p + NH3p = NH4CIp + H2O.

Exemplul 2. Reacția acidului bromhidric cu o soluție de bicarbonat de sodiu. Fiind un amfolit, ionul de bicarbonat se comportă ca o bază slabă în prezența ionilor de oxoniu:

In curs de dezvoltare acid carbonic poate fi continut in solutii apoase doar in concentratii foarte mici. Pe măsură ce concentrația crește, se descompune. Mecanismul de descompunere poate fi imaginat după cum urmează:

Ecuații chimice rezumate:

H3O + HCO3 = CO2 + 2H2O
HBr р + NaHCO 3р = NaBr р + CO 2 + H 2 O.

Exemplul 3. Reacții care apar la combinarea soluțiilor de acid percloric și carbonat de potasiu. Ionul carbonat este, de asemenea, o bază slabă, deși mai puternică decât ionul bicarbonat. Reacțiile dintre acești ioni și ionul de oxoniu sunt complet analoge. În funcție de condiții, reacția se poate opri în stadiul de formare a unui ion de bicarbonat sau poate duce la formarea de dioxid de carbon:

a) H3O + CO3 = HCO3 + H2O
HCI04p + K2CO3p = KCI04p + KHCO3p;
b) 2H 3 O + CO 3 = CO 2 + 3H 2 O
2HClO4p + K2CO3p = 2KClO4p + CO2 + H2O.

Reacții similare apar chiar și atunci când sărurile care conțin particule de bază sunt insolubile în apă. Ca și în cazul oxizilor bazici sau bazelor insolubile, în acest caz reacția are loc și pe suprafața sării insolubile.

Exemplul 4. Reacția dintre acidul clorhidric și carbonatul de calciu:
CaC03 + 2H3O = Ca2 + CO2 + 3H2O
CaCO 3p + 2HCI p = CaCI 2p + CO 2 + H 2 O.

Un obstacol în calea unor astfel de reacții poate fi formarea unei sări insolubile, al cărei strat va împiedica pătrunderea ionilor de oxoniu la suprafața reactivului (de exemplu, în cazul interacțiunii carbonatului de calciu cu acidul sulfuric).

SOLUȚIE NEUTRĂ, SOLUȚIE ACIDĂ, SOLUȚIE ALCALINĂ, REACȚIE DE NEUTRALIZARE.
1. Întocmește diagrame ale mecanismelor de reacții ale ionilor de oxoniu cu următoarele substanțe și particule: FeO, Ag 2 O, Fe(OH) 3, HSO 3, PO 4 3 și Cu 2 (OH) 2 CO 3. Folosind diagramele, creați ecuații ale reacțiilor ionice.
2. Cu care dintre următorii oxizi vor reacționa ionii de oxoniu: CaO, CO, ZnO, SO 2, B 2 O 3, La 2 O 3? Scrieți ecuații ionice pentru aceste reacții.
3. Cu care dintre următorii hidroxizi vor reacționa ionii de oxoniu: Mg(OH)2, B(OH)3, Te(OH)6, Al(OH)3? Scrieți ecuații ionice pentru aceste reacții.
4. Alcătuiți ecuații ionice și moleculare pentru reacțiile acidului bromhidric cu soluțiile următoarelor substanțe: Na 2 CO 3, K 2 SO 3, Na 2 SiO 3, KHCO 3.
5. Alcătuiți ecuații ionice și moleculare pentru reacțiile unei soluții de acid azotic cu următoarele substanțe: Cr(OH) 3, MgCO 3, PbO.
Reacții ale soluțiilor de acizi tari cu baze, oxizi bazici și săruri.

12.6. Reacții acido-bazice ale acizilor slabi

Spre deosebire de soluțiile de acizi tari, soluțiile de acizi slabi conțin nu numai ioni de oxoniu ca particule de acid, ci și molecule ale acidului în sine și există de multe ori mai multe molecule acide decât ioni de oxoniu. Prin urmare, în aceste soluții, reacția predominantă va fi reacția particulelor de acid înseși cu particulele de bază, și nu reacțiile ionilor de oxoniu. Viteza reacțiilor care implică acizi slabi este întotdeauna mai mică decât viteza reacțiilor similare care implică acizi tari. Unele dintre aceste reacții sunt reversibile și, cu atât mai mult, cu atât acidul implicat în reacție este mai slab.

a) Reacțiile acizilor slabi cu ionii de oxid

Acesta este singurul grup de reacții ale acizilor slabi care au loc ireversibil. Viteza reacției depinde de puterea acidului. Unii acizi slabi (hidrogen sulfurat, carbon etc.) nu reacţionează cu oxizii bazici şi amfoteri slab activi (CuO, FeO, Fe 2 O 3, Al 3 O 3, ZnO, Cr 2 O 3 etc.).

Exemplu. Reacția care are loc între oxidul de mangan(II) și o soluție de acid acetic. Mecanismul acestei reacții:

Ecuații de reacție:
MnO + 2CH 3 COOH = Mn 2 + 2CH 3 COO + H 2 O
MnO + 2CH 3 COOH p = Mn(CH 3 COO) 2p + H 2 O. (Sărurile acidului acetic se numesc acetați)

b) Reacţiile acizilor slabi cu ionii de hidroxid

Ca exemplu, luați în considerare modul în care moleculele de acid fosforic (ortofosforic) reacționează cu ionii de hidroxid:

Ca rezultat al reacției, se obțin molecule de apă și ioni de dihidrogen fosfat.
Dacă după terminarea acestei reacții, ionii de hidroxid rămân în soluție, atunci ionii de dihidrogen fosfat, fiind amfoliți, vor reacționa cu ei:

Se formează ioni de hidrofosfat care, de asemenea, fiind amfoliți, pot reacționa cu un exces de ioni de hidroxid:

.

Ecuații ionice pentru aceste reacții

H3P04 + OH H2P04 + H20;
H2P04 + OH HP042 + H20;
HPO4 + OH PO43 + H2O.

Echilibrele acestor reacții reversibile sunt deplasate spre dreapta. Într-un exces de soluție alcalină (de exemplu, NaOH), toate aceste reacții au loc aproape ireversibil, astfel încât ecuațiile lor moleculare sunt de obicei scrise după cum urmează:

H3P04r + NaOHr = NaH2P04r + H20;
NaH2P04r + NaOHp = Na2HP04r;
Na2HP04r + NaOHr = Na3PO4r + H2O.

Dacă produsul țintă al acestor reacții este fosfatul de sodiu, atunci ecuația generală poate fi scrisă:
H3P04 + 3NaOH = Na3P04 + 3H2O.

Astfel, o moleculă de acid fosforic, intrând în interacțiuni acido-bazice, poate dona secvenţial unul, doi sau trei protoni. Într-un proces similar, o moleculă de acid hidrosulfurat (H 2 S) poate dona unul sau doi protoni, iar o moleculă de acid azot (HNO 2) poate dona doar un proton. În consecință, acești acizi sunt clasificați ca tribazic, dibazic și monobazic.

Caracteristica corespunzătoare a bazei se numește aciditate.

Exemple de baze cu un singur acid sunt NaOH, KOH; exemple de baze diacide sunt Ca(OH)2, Ba(OH)2.
Cei mai puternici dintre acizii slabi pot reacționa și cu ionii de hidroxid care fac parte din baze insolubile și chiar cu hidroxizi amfoteri.

c) Reacţiile acizilor slabi cu bazele slabe

Aproape toate aceste reacții sunt reversibile. În conformitate cu regula generală, echilibrul în astfel de reacții reversibile este deplasat către acizi mai slabi și baze mai slabe.

BASICITATEA ACIDULUI, ACIDITATEA BAZEI.
1. Întocmește diagrame ale mecanismelor reacțiilor care au loc într-o soluție apoasă între acidul formic și următoarele substanțe: Fe 2 O 3, KOH și Fe(OH) 3. Folosind diagramele, creați ecuații ionice și moleculare pentru aceste reacții. (ion tetraaquazinc) și 3aq aq+ H30.
4. În ce direcție se va deplasa echilibrul în această soluție a) când este diluată cu apă, b) când i se adaugă o soluție dintr-un acid puternic?

Înainte de a discuta despre proprietățile chimice ale bazelor și hidroxizilor amfoteri, să definim clar care sunt aceștia?

1) Bazele sau hidroxizii bazici includ hidroxizii metalici în starea de oxidare +1 sau +2, adică. ale căror formule sunt scrise fie ca MeOH sau Me(OH) 2. Cu toate acestea, există și excepții. Astfel, hidroxizii Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 nu sunt baze.

2) Hidroxizii amfoteri includ hidroxizii metalici în starea de oxidare +3, +4, precum și, ca excepții, hidroxizii Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Hidroxizi metalici în stare de oxidare +4, in Teme de examen de stat unificat nu apar, deci nu vor fi luate în considerare.

Proprietățile chimice ale bazelor

Toate motivele sunt împărțite în:

Să ne amintim că beriliul și magneziul nu sunt metale alcalino-pământoase.

Pe lângă faptul că sunt solubile în apă, alcaliile se disociază foarte bine și în soluții apoase, în timp ce bazele insolubile au un grad scăzut de disociere.

Această diferență de solubilitate și capacitatea de a disocia dintre alcalii și hidroxizii insolubili duce, la rândul său, la diferențe vizibile în proprietățile lor chimice. Deci, în special, alcaliile sunt compuși mai activi din punct de vedere chimic și sunt adesea capabili să intre în reacții pe care bazele insolubile nu le fac.

Interacțiunea bazelor cu acizii

Alcaliile reacționează cu absolut toți acizii, chiar și cu cei foarte slabi și insolubili. De exemplu:

Bazele insolubile reacţionează cu aproape toţi acizii solubili, dar nu reacţionează cu acidul silicic insolubil:

Trebuie remarcat faptul că atât bazele puternice, cât și cele slabe cu formula generala tipul Me(OH) 2 poate forma săruri bazice cu lipsă de acid, de exemplu:

Interacțiunea cu oxizii acizi

Alcalii reacţionează cu toată lumea oxizi acizi, în acest caz se formează săruri și adesea apă:

Bazele insolubile sunt capabile să reacționeze cu toți oxizii acizi superiori corespunzători acizilor stabili, de exemplu, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, pentru a forma săruri medii:

Bazele insolubile de tip Me(OH) 2 reacţionează în prezenţa apei cu dioxidul de carbon exclusiv pentru a forma săruri bazice. De exemplu:

Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O

Datorită inerției sale excepționale, doar cele mai puternice baze, alcaline, reacționează cu dioxidul de siliciu. În acest caz, se formează săruri normale. Reacția nu are loc cu baze insolubile. De exemplu:

Interacțiunea bazelor cu oxizii și hidroxizii amfoteri

Toate alcalinele reacţionează cu oxizii şi hidroxizii amfoteri. Dacă reacția este efectuată prin topirea unui oxid sau hidroxid amfoter cu un alcali solid, această reacție duce la formarea de săruri fără hidrogen:

Dacă se folosesc soluții apoase de alcaline, se formează săruri complexe de hidroxo:

În cazul aluminiului, sub acțiunea unui exces de alcali concentrat, în loc de sare de Na, se formează sare de Na3:

Interacțiunea bazelor cu sărurile

Orice bază reacţionează cu orice sare numai dacă sunt îndeplinite două condiţii simultan:

1) solubilitatea compuşilor de pornire;

2) prezența precipitatului sau a gazului printre produșii de reacție

De exemplu:

Stabilitatea termică a substraturilor

Toate alcaliile, cu excepția Ca(OH)2, sunt rezistente la căldură și se topesc fără descompunere.

Toate bazele insolubile, precum și Ca(OH)2 ușor solubil, se descompun atunci când sunt încălzite. Cele mai multe temperatură ridicată descompunerea hidroxidului de calciu – aproximativ 1000 o C:

Hidroxizii insolubili au temperaturi de descompunere mult mai scăzute. De exemplu, hidroxidul de cupru (II) se descompune deja la temperaturi peste 70 o C:

Proprietățile chimice ale hidroxizilor amfoteri

Interacțiunea hidroxizilor amfoteri cu acizi

Hidroxizii amfoteri reacţionează cu acizii tari:

Hidroxizi metalici amfoteri în starea de oxidare +3, adică tip Me(OH) 3, nu reacţionează cu acizi precum H 2 S, H 2 SO 3 şi H 2 CO 3 datorită faptului că sărurile care s-ar putea forma în urma unor astfel de reacţii sunt supuse hidrolizei ireversibile la hidroxidul amfoter original și acidul corespunzător:

Interacțiunea hidroxizilor amfoteri cu oxizii acizi

Hidroxizii amfoteri reacţionează cu oxizi mai mari, care corespund acizilor stabili (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Hidroxizi metalici amfoteri în starea de oxidare +3, adică tip Me(OH) 3, nu reacţionează cu oxizii acizi SO 2 şi CO 2.

Interacțiunea hidroxizilor amfoteri cu baze

Dintre baze, hidroxizii amfoteri reacţionează numai cu alcalii. În acest caz, dacă se utilizează o soluție apoasă de alcali, se formează săruri complexe de hidroxo:

Și când hidroxizii amfoteri sunt topați cu alcalii solide, se obțin analogii lor anhidri:

Interacțiunea hidroxizilor amfoteri cu oxizii bazici

Hidroxizii amfoteri reacționează atunci când sunt topiți cu oxizi ai metalelor alcaline și alcalino-pământoase:

Descompunerea termică a hidroxizilor amfoteri

Toți hidroxizii amfoteri sunt insolubili în apă și, ca orice hidroxizi insolubili, se descompun atunci când sunt încălziți în oxidul corespunzător și apă.

După ce ați citit articolul, veți putea separa substanțele în săruri, acizi și baze. Articolul descrie ce este pH-ul unei soluții, ce proprietăți generale au acizi si baze.

În termeni simpli, un acid este orice cu H, iar o bază este orice cu OH. DAR! Nu întotdeauna. Pentru a distinge un acid de o bază, trebuie să... amintiți-le! Regret. Pentru a face viața cel puțin mai ușoară, trei dintre prietenii noștri, Arrhenius și Brønsted și Lowry, au venit cu două teorii care poartă numele lor.

La fel ca metalele și nemetalele, acizii și bazele sunt împărțirea substanțelor pe baza proprietăților similare. Prima teorie a acizilor și bazelor i-a aparținut omului de știință suedez Arrhenius. Un acid Arrhenius este o clasă de substanțe care, atunci când reacţionează cu apa, se disociază (se descompun), formând cationul de hidrogen H +. Bazele Arrhenius în soluție apoasă formează OH - anioni. Următoarea teorie a fost propusă în 1923 de oamenii de știință Bronsted și Lowry. Teoria Brønsted-Lowry definește acizii ca substanțe capabile să doneze un proton într-o reacție (un cation de hidrogen se numește proton în reacții). Bazele, în consecință, sunt substanțe care pot accepta un proton într-o reacție. Teoria actuală relevantă este teoria lui Lewis.

Teoria Lewis definește acizii ca molecule sau ioni capabili să accepte perechi de electroni, formând astfel aducti Lewis (un aduct este un compus format prin combinarea a doi reactanți fără a forma produse secundare). ÎN chimie anorganică

, de regulă, prin acid se înțelege un acid Brønsted-Lowry, adică substanțe capabile să doneze un proton. Dacă înseamnă definiția unui acid Lewis, atunci în text un astfel de acid se numește acid Lewis. Aceste reguli se aplică acizilor și bazelor.

Disociere

Disocierea este procesul de descompunere a unei substanțe în ioni în soluții sau topituri. De exemplu, disocierea acidului clorhidric este descompunerea HCl în H + și Cl -.

Proprietățile acizilor și bazelor

Bazele tind să se simtă săpunoase la atingere, în timp ce acizii au în general gust acru.

Când o bază reacţionează cu mulţi cationi, se formează un precipitat. Când un acid reacționează cu anionii, de obicei este eliberat un gaz.
Acizi folosiți în mod obișnuit:

H2O, H3O+, CH3CO2H, H2SO4, HSO4-, HCI, CH3OH, NH3
Baze utilizate frecvent:

OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Acizi și baze puternice și slabe

Acizi tari

Astfel de acizi care se disociază complet în apă, producând cationi de hidrogen H + și anioni.

Un exemplu de acid puternic este acidul clorhidric HCI:

HCl (soluție) + H 2 O (l) → H 3 O + (soluție) + Cl - (soluție)

• Exemple de acizi tari: HCl, HBr, HF, HNO3, H2SO4, HClO4
• Lista acizilor tari
• HCl - acid clorhidric
• HBr - bromură de hidrogen
• HI - iodură de hidrogen
• HNO 3 - acid azotic

HClO 4 - acid percloric

H 2 SO 4 - acid sulfuric

Acizi slabi
= < 0,01M для вещества 0,1М

Acizii tari și slabi pot fi distinși prin măsurarea conductivității soluțiilor: conductivitatea depinde de numărul de ioni, cu cât acidul este mai puternic, cu atât este mai disociat, prin urmare, cu cât acidul este mai puternic, cu atât conductivitatea este mai mare.

Lista acizilor slabi

• fluorură de hidrogen HF
• H3PO4 fosforic
• H2S03 sulfuros
• H2S hidrogen sulfurat
• H2CO3 cărbune
• H2Si03 siliciu

Teme puternice

Bazele puternice se disociază complet în apă:

NaOH (soluție) + H 2 O ↔ NH 4

Bazele puternice includ hidroxizi metalici din prima (alcaline, metale alcaline) și a doua (alcalinoterreni, metale alcalino-pământoase).

Lista bazelor puternice

• NaOH hidroxid de sodiu (sodă caustică)
• KOH hidroxid de potasiu (potasiu caustic)
• LiOH hidroxid de litiu
• Hidroxid de bariu Ba(OH)2
• Ca(OH)2 hidroxid de calciu (var stins)

Fundații slabe

Într-o reacție reversibilă în prezența apei, formează ioni OH -:

NH 3 (soluție) + H 2 O ↔ NH + 4 (soluție) + OH - (soluție)

Cele mai slabe baze sunt anionii:

F - (soluție) + H 2 O ↔ HF (soluție) + OH - (soluție)

Lista bazelor slabe

• Mg(OH)2 hidroxid de magneziu
• Fe(OH)2 hidroxid de fier(II).
• Zn(OH)2 hidroxid de zinc
• NH4OH hidroxid de amoniu
• Fe(OH)3 hidroxid de fier(III).

Reacții ale acizilor și bazelor

Acid puternic și bază puternică

Această reacție se numește neutralizare: atunci când cantitatea de reactivi este suficientă pentru a disocia complet acidul și baza, soluția rezultată va fi neutră.

Exemplu:
H3O + + OH - ↔ 2H2O

Baza slaba si acidul slab

Vedere generală reactii:
Bază slabă (soluție) + H 2 O ↔ Acid slab (soluție) + OH - (soluție)

Bază puternică și acid slab

Baza se disociază complet, acidul se disociază parțial, soluția rezultată are proprietăți slabe ale unei baze:

HX (soluție) + OH - (soluție) ↔ H 2 O + X - (soluție)

Acid puternic și bază slabă

Acidul se disociază complet, baza nu se disociază complet:

Disocierea apei

Disocierea este descompunerea unei substanțe în moleculele sale componente. Proprietățile unui acid sau unei baze depind de echilibrul prezent în apă:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (soluție) + OH - (soluție)
K c = / 2
Constanta de echilibru a apei la t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, este valabilă și următoarea egalitate: = 10 -14, care se numește constanta de disociere a apei. Pentru apă curată= = 10 -7, de unde -lg = 7,0.

Această valoare(-lg) se numește pH - potențialul hidrogenului. Dacă pH-ul< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, atunci substanța are proprietăți de bază.

Metode de determinare a pH-ului

Metoda instrumentală

Un dispozitiv special, un pH-metru, este un dispozitiv care transformă concentrația de protoni dintr-o soluție într-un semnal electric.

Indicatori

O substanță care își schimbă culoarea într-un anumit interval de pH în funcție de aciditatea soluției, folosind mai mulți indicatori, puteți obține un rezultat destul de precis;

Sare

O sare este un compus ionic format dintr-un cation altul decât H+ și un anion altul decât O2-.

Într-o soluție apoasă slabă, sărurile se disociază complet. Pentru a determina proprietățile acido-bazice ale unei soluții de sare

, este necesar să se determine ce ioni sunt prezenți în soluție și să se ia în considerare proprietățile lor: ionii neutri formați din acizi și baze puternice nu afectează pH-ul: nu eliberează nici ioni H + și nici OH - în apă. De exemplu, CI-, NO-3, S02-4, Li+, Na+, K+.

Anionii formați din acizi slabi prezintă proprietăți alcaline (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3 nu există cationi cu proprietăți alcaline);

Toți cationii, cu excepția metalelor din primul și al doilea grup, au proprietăți acide.

Soluție tampon

• Soluțiile care își mențin nivelul pH-ului atunci când se adaugă o cantitate mică de acid tare sau bază tare sunt compuse în principal din:
• Un amestec de un acid slab, sarea corespunzătoare și o bază slabă

Bază slabă, sare corespunzătoare și acid puternic

• Pentru a prepara o soluție tampon cu o anumită aciditate, este necesar să amestecați un acid sau o bază slabă cu sarea corespunzătoare, ținând cont de:
• intervalul de pH în care soluția tampon va fi eficientă
• Capacitatea soluției - cantitatea de acid tare sau de bază tare care poate fi adăugată fără a afecta pH-ul soluției

Nu ar trebui să existe reacții nedorite care ar putea schimba compoziția soluției

Test:
Constanta de hidroliză este egală cu raportul dintre produsul concentrațiilor

produse de hidroliză la concentrația de sare nehidrolizată. Exemplul 1.

Se calculează gradul de hidroliză al NH 4 Cl. Soluţie:

Din tabel găsim Kd(NH 4 OH) = 1,8∙10 -3, de aici

Kγ=Kv/Kd k = =10 -14 /1,8∙10 -3 = 5,56∙10 -10 . Exemplul 2.

Se calculează gradul de hidroliză al NH 4 Cl. Se calculează gradul de hidroliză al ZnCl 2 pe rând într-o soluție 0,5 M. Ecuația ionică

hidroliza Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H +

Kd ZnOH +1=1,5∙10-9; hγ=√(Kv/[Kd bază ∙Cm]) = 10 -14 /1,5∙10 -9 ∙0,5=0,36∙10 -2 (0,36%). Exemplul 3.

Se calculează gradul de hidroliză al NH 4 Cl. a) Cianură de potasiu KCN este o sare a unui acid monobazic slab (vezi Tabelul I din Anexă) HCN și o bază tare KOH. Când sunt dizolvate în apă, moleculele KCN se disociază complet în cationi K + și anioni CN. Cationii K + nu pot lega ionii OH - ai apei, deoarece KOH este un electrolit puternic. Anionii CN - leagă ionii H + ai apei, formând molecule ale electrolitului slab HCN. Sarea este hidrolizată la anion. Ecuația ionico-moleculară hidroliză

CN - + H2O HCN + OH -

sau sub formă moleculară

KCN + H20HCN + KOH

Ca urmare a hidrolizei, în soluție apare un anumit exces de ioni OH -, astfel încât soluția de KCN are o reacție alcalină (pH > 7).

b) Carbonatul de sodiu Na 2 CO 3 este o sare a unui acid polibazic slab și o bază tare. În acest caz, anionii sării CO 3 2-, care leagă ionii de hidrogen ai apei, formează anionii sării acide HCO - 3, și nu moleculele de H 2 CO 3, deoarece ionii HCO - 3 se disociază mult mai greu decât Molecule de H2CO3. În condiții normale, hidroliza are loc în prima etapă. Sarea este hidrolizată la anion. Ecuația hidrolizei ionico-moleculare

CO 2-3 +H20HCO-3+OH-

sau sub formă moleculară

Na2C03 + H20 NaHC03 + NaOH

În soluție apare un exces de ioni OH -, astfel încât soluția de Na 2 CO 3 are o reacție alcalină (pH > 7).

c) Sulfatul de zinc ZnSO4 este o sare a unei baze poliacide slabe Zn(OH)2 și a unui acid puternic H2SO4. În acest caz, cationii Zn + leagă ionii hidroxil ai apei, formând cationi ai sării principale ZnOH +. Formarea moleculelor de Zn(OH) 2 nu are loc, deoarece ionii ZnOH + se disociază mult mai greu decât moleculele de Zn(OH) 2. În condiții normale, hidroliza are loc în prima etapă. Sarea se hidrolizează în cation. Ecuația hidrolizei ionico-moleculare

Zn2+ + H2O ZnON + + H +

sau sub formă moleculară

2ZnSO 4 + 2H 2 O (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

În soluție apare un exces de ioni de hidrogen, astfel încât soluția de ZnSO 4 are o reacție acidă (pH< 7).

Exemplul 4. Ce produse se formează la amestecarea soluțiilor de A1(NO 3) 3 și K 2 CO 3? Scrieți o ecuație ion-moleculară și moleculară pentru reacție.

Soluţie. Sarea A1(NO3)3 este hidrolizată de cation, iar K2CO3 de către anion:

A13+ + H2O A1OH2+ + H+

CO 2-3 + H2O NSO - s + OH -

Dacă soluțiile acestor săruri sunt în același vas, atunci hidroliza fiecăreia dintre ele este îmbunătățită reciproc, deoarece ionii H + și OH - formează o moleculă a electrolitului slab H 2 O. În acest caz, echilibrul hidrolitic se schimbă la dreapta şi hidroliza fiecăreia dintre sărurile luate se completează cu formarea A1(OH) 3 şi CO 2 (H 2 CO 3). Ecuația ion-moleculară:

2A1 3+ + ZSO 2- 3 + ZN20 = 2A1(OH)3 + ZSO2

ecuație moleculară: 3SO 2 + 6KNO 3

2A1(NO3)3 + ZK2CO3 + ZN2O = 2A1(OH)3

Toți acizii, proprietățile și bazele lor sunt împărțite în puternice și slabe. Dar nu îndrăzni să confundați concepte precum „acid puternic” sau „bază puternică” cu concentrația lor. De exemplu, nu puteți face o soluție concentrată dintr-un acid slab sau o soluție diluată a unei baze puternice. De exemplu, acidul clorhidric, atunci când este dizolvat în apă, dă fiecăreia dintre cele două molecule de apă câte unul dintre protonii săi.

Când se întâmplă reacție chimicăÎn ionul de hidroniu, ionul de hidrogen se leagă foarte strâns de molecula de apă. Reacția în sine va continua până când reactanții săi sunt complet epuizați. Apa noastră în acest caz joacă rolul unei baze, deoarece primește un proton din acidul clorhidric. Acizii care se disociază complet în soluții apoase se numesc puternici.

Când cunoaștem concentrația inițială a unui acid puternic, atunci în acest caz nu este dificil să calculăm concentrația ionilor de hidroniu și a ionilor de clorură din soluție. De exemplu, dacă luați și dizolvați 0,2 moli de acid clorhidric gazos în 1 litru de apă, concentrația de ioni după disociere va fi exact aceeași.

Exemple de acizi tari:

1) HCl - acid clorhidric;
2) HBr - bromură de hidrogen;
3) HI - iodură de hidrogen;
4) HNO3 - acid azotic;
5) HClO4 - acid percloric;
6) H2SO4 este acid sulfuric.

Toți acizii cunoscuți (cu excepția acidului sulfuric) sunt prezentați în lista de mai sus și sunt monoprotici, deoarece atomii lor donează câte un proton; Moleculele de acid sulfuric pot dona cu ușurință doi dintre protonii lor, motiv pentru care acidul sulfuric este diprotic.

Bazele puternice includ electroliții se disociază complet în soluții apoase pentru a forma un ion hidroxid.

Similar acizilor, calcularea concentrației ionului hidroxid este foarte simplă dacă cunoașteți concentrația inițială a soluției. De exemplu, o soluție de NaOH cu o concentrație de 2 mol/L se disociază în aceeași concentrație de ioni.

Acizi slabi. Baze și proprietăți

În ceea ce privește acizii slabi, aceștia nu se disociază complet, adică parțial. Este foarte simplu să distingem între acizii puternici și cei slabi: dacă tabelul de referință de lângă numele acidului arată constanta sa, atunci acest acid este slab; dacă nu este dată constanta, atunci acest acid este puternic.

Bazele slabe reacţionează bine cu apa pentru a forma un sistem de echilibru. Acizii slabi se caracterizează și prin constanta lor de disociere K.