Hapete ja aluste keemilised omadused tabel. Põhjused

Metall ja hüdroksüülrühm (OH). Näiteks naatriumhüdroksiid - NaOH, kaltsiumhüdroksiid - Ca(Oh) 2 , baariumhüdroksiid - Ba(Oh) 2 jne.

Hüdroksiidide valmistamine.

1. Vahetusreaktsioon:

CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Soola vesilahuste elektrolüüs:

2KCl + 2H2O = 2KOH + H2 + Cl2,

3. Leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide koostoime veega:

K+2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Hüdroksiidide keemilised omadused.

1. Hüdroksiidid on oma olemuselt aluselised.

2. Hüdroksiidid lahustub vees (leelis) ja on lahustumatu. Näiteks, KOH- lahustub vees ja Ca(Oh) 2 - kergelt lahustuv valge lahus. Perioodilise tabeli 1. rühma metallid D.I. Mendelejev annab lahustuvad alused (hüdroksiidid).

3. Hüdroksiidid lagunevad kuumutamisel:

Cu(Oh) 2 = CuO + H 2 O.

4. Leelised reageerivad happeliste ja amfoteersete oksiididega:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.

5. Leelised võivad erinevatel temperatuuridel reageerida mõne mittemetalliga erineval viisil:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(külm),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(soojus).

6. Suhtlege hapetega:

KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.

Lahustumatu alus: vaskhüdroksiid

Põhjused- nimetatakse elektrolüütideks, mille lahustes pole anioone, välja arvatud hüdroksiidioonid (anioonid on ioonid, millel on negatiivne laeng, antud juhul on need OH - ioonid). Pealkirjad põhjustel koosneb kolm osa: sõnad hüdroksiid , millele on lisatud metalli nimi (in genitiivjuhtum). Näiteks, vaskhüdroksiid(Cu(OH)2). Mõne jaoks põhjustel Kasutada võib näiteks vanu nimesid naatriumhüdroksiid(NaOH)- naatriumleelis.

Naatriumhüdroksiid, naatriumhüdroksiid, naatriumleelis, seebikivi- see kõik on sama aine, keemiline valem mis NaOH. Veevaba naatriumhüdroksiid- see on valge kristalne aine. Lahus on selge vedelik, mis tundub veest eristamatu. Olge kasutamisel ettevaatlik! Seebikivi põletab tugevalt nahka!

Aluste klassifikatsioon põhineb nende võimel lahustuda vees. Mõned aluste omadused sõltuvad vees lahustuvusest. Niisiis, põhjustel vees lahustuvaid nimetatakse leelis. Need sisaldavad naatriumhüdroksiidid(NaOH), kaaliumhüdroksiid(KOH), liitiumi (LiOH), mõnikord lisavad ka kaltsiumhüdroksiid(Ca(OH) 2)), kuigi tegelikult on see vähelahustuv valge aine (kustutatud lubi).

Põhjuste leidmine

Põhjuste leidmine Ja leelised saab toota erinevatel viisidel. Saamise eest leelised Võite kasutada metalli keemilist koostoimet veega. Sellised reaktsioonid kulgevad väga suure soojuse vabanemisega kuni süttimiseni (süttimine toimub vesiniku vabanemise tõttu reaktsiooni käigus).

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Kuid tööstuses pole need meetodid muidugi praktilist tähtsust leidnud, välja arvatud kaltsiumhüdroksiidi Ca(OH) 2 tootmine. Kviitung naatriumhüdroksiid Ja kaaliumhüdroksiid kasutamisega seotud elektrivool. Naatrium- või kaaliumkloriidi vesilahuse elektrolüüsi käigus eraldub katoodil vesinik ja anoodil kloor, samal ajal kui lahus, kus elektrolüüs toimub, akumuleerub. leelis!

KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (see reaktsioon toimub elektrivoolu läbimisel lahust).

Lahustumatud alused piiranud leelised vastavate soolade lahustest.

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4

Aluste omadused

Leelised Kuumuskindel. Naatriumhüdroksiid Võite selle sulatada ja keema ajada, kuid see ei lagune. Leelised reageerib kergesti hapetega, mille tulemuseks on soola ja vee moodustumine. Seda reaktsiooni nimetatakse ka neutraliseerimisreaktsiooniks.

KOH + HCl → KCl + H2O

Leelised interakteeruvad happeoksiididega, mille tulemuseks on soola ja vee moodustumine.

2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O

Lahustumatud alused, erinevalt leelistest, on termiliselt ebastabiilsed ained. Mõned neist, näiteks vaskhüdroksiid, lagunevad kuumutamisel,

Cu(OH)2 + CuO → H2O
teised – isegi koos toatemperatuuril(näiteks hõbehüdroksiid - AgOH).

Lahustumatud alused hapetega interakteerudes toimub reaktsioon ainult siis, kui reaktsiooni käigus tekkiv sool lahustub vees.

Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O

Leelismetallid on metallid, mis veega suhtlemisel tekivad leelis. Leelismetallide tüüpiline esindaja on naatrium Na. Naatrium on veest kergem, seetõttu toimub selle pinnal keemiline reaktsioon veega. Aktiivselt vees lahustuv naatrium tõrjub sellest välja vesiniku, moodustades seeläbi naatriumleelise (või naatriumhüdroksiidi) - seebikivi NaOH. Reaktsioon jätkub järgmisel viisil:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Kõik leelismetallid käituvad sarnaselt. Kui lisate enne reaktsiooni alustamist veele indikaatori fenoolftaleiini ja seejärel lasete vette tüki naatriumi, siis libiseb naatrium läbi vee, jättes maha erkroosa jälje tekkivast leelisest (leelisevärvid). fenoolftaleiini sees roosa värv)

Raudhüdroksiid

Raudhüdroksiid on aluseks. Raud moodustab olenevalt selle oksüdatsiooniastmest kaks erinevat alust: raudhüdroksiid, kus raua valentsid võivad olla (II) - Fe(OH) 2 ja (III) - Fe(OH) 3. Nagu enamiku metallide moodustatud alused, on mõlemad raudalused vees lahustumatud.

Raudhüdroksiid(II) - valge želatiinne aine (lahuses sade), millel on tugevad redutseerivad omadused. Pealegi, raudhüdroksiid(II) väga ebastabiilne. Kui lahendusele raudhüdroksiid(II) lisage veidi leelist, tekib roheline sade, mis kiiresti tumeneb ja muutub pruuniks raua (III) sademeks.

Raudhüdroksiid(III) on amfoteersed omadused, kuid selle happelised omadused on palju vähem väljendunud. Hangi raudhüdroksiid(III) on võimalik rauasoola ja leelise vahelise keemilise vahetusreaktsiooni tulemusena. Näiteks

Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na 2 SO 4 + 2 Fe(OH) 3

1. Alused reageerivad hapetega, moodustades soola ja vett:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

2. Happeoksiididega, moodustades soola ja vett:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

3. Leelised reageerivad amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega, moodustades soola ja vee:

2NaOH + Cr2O3 = 2NaCrO2 + H2O

KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O

4. Leelised reageerivad lahustuvate sooladega, moodustades nõrga aluse, sademe või gaasi:

2NaOH + NiCl2 = Ni(OH)2¯ + 2NaCl

alus

2KOH + (NH4)2SO4 = 2NH3 + 2H2O + K2SO4

Ba(OH)2 + Na2CO3 = BaCO3¯ + 2NaOH

5. Leelised reageerivad mõne metalliga, mis vastavad amfoteersetele oksiididele:

2NaOH + 2Al + 6H2O = 2Na + 3H2

6. Leelise mõju indikaatorile:

Oh - + fenoolftaleiin ® karmiinpunane värv

Oh - + lakmus ® Sinine värv

7. Mõnede aluste lagunemine kuumutamisel:

Сu(OH)2® CuO + H2O

Amfoteersed hüdroksiidid – keemilised ühendid, millel on nii aluste kui hapete omadused. Amfoteersed hüdroksiidid vastavad amfoteersetele oksiididele (vt punkt 3.1).

Amfoteersed hüdroksiidid on tavaliselt kirjutatud aluse kujul, kuid neid võib esitada ka happe kujul:

Zn(OH)2Û H2ZnO2

sihtasutus

Amfoteersete hüdroksiidide keemilised omadused

1. Amfoteersed hüdroksiidid interakteeruvad hapete ja happeoksiididega:

Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O

Be(OH)2 + SO3 = BeSO4 + H2O

2. interakteeruvad leeliste ja leelis- ja leelismuldmetallide aluseliste oksiididega:

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O;

H 3 AlO 3 happeline naatriummetaluminaat

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O

Kõik amfoteersed hüdroksiidid on nõrgad elektrolüüdid

soolad

soolad- Need on keerulised ained, mis koosnevad metalliioonidest ja happejäägist. Soolad on vesinikuioonide täieliku või osalise asendamise saadused metalli- (või ammooniumi-) ioonidega hapetes. Soolade tüübid: keskmised (normaalsed), happelised ja aluselised.

Keskmised soolad- need on vesiniku katioonide täieliku asendamise tooted hapetes metalli- (või ammooniumi) ioonidega: Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl jne.

Keskmiste soolade keemilised omadused

1. Soolad interakteeruvad hapete, leeliste ja muude sooladega, moodustades nõrga elektrolüüdi või sademe; või gaas:

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3

Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO 4¯ + 2NaOH

CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2 CH 3 COOH

NiSO4 + 2KOH = Ni(OH)2¯ + K2SO4

alus

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3

2. Soolad suhtlevad aktiivsemate metallidega. Aktiivsem metall tõrjub soolalahusest välja vähemaktiivse metalli (lisa 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Happe soolad- need on vesiniku katioonide mittetäieliku asendamise tooted hapetes metalli- (või ammooniumi) ioonidega: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 jne. Happesooli saavad moodustada ainult mitmealuselised happed. Peaaegu kõik happesoolad lahustuvad vees hästi.

Happeliste soolade saamine ja nende muutmine keskmisteks sooladeks

1. Happesoolad saadakse happe või happeoksiidi liia reageerimisel alusega:

H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2. Kui liigne hape interakteerub aluselise oksiidiga:

2H 2CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O

3. Happesoolad saadakse keskmistest sooladest happe lisamisega:

· samanimeline

Na2S03 + H2S03 = 2NaHS03;

Na2SO3 + HCl = NaHS03 + NaCl

4. Happesoolad muundatakse leelise abil keskmisteks sooladeks:

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

Aluselised soolad– need on hüdroksorühmade mittetäieliku asendusproduktid (OH - ) happelise jäägiga alused: MgOHCl, AlOHSO 4 jne. Aluselisi sooli saab moodustada ainult mitmevalentsete metallide nõrkadest alustest. Need soolad on üldiselt halvasti lahustuvad.

Aluseliste soolade saamine ja nende muutmine keskmisteks sooladeks

1. Aluselised soolad saadakse aluse liia reageerimisel happe või happeoksiidiga:

Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl¯ + H2O

hüdrokso-

magneesiumkloriid

Fe(OH)3 + SO3 = FeOHSO4¯ + H2O

hüdrokso-

raud(III)sulfaat

2. Aluselised soolad moodustuvad keskmisest soolast leelisepuuduse lisamisega:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Aluselised soolad muudetakse keskmisteks sooladeks happe (eelistatavalt soolale vastava) lisamisega:

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O

2MgOHCl + H2SO4 = MgCl2 + MgSO4 + 2H2O

ELEKTROLÜIDID

Elektrolüüdid- need on ained, mis lahuses lagunevad ioonideks polaarsete lahustimolekulide (H 2 O) mõjul. Elektrolüüdid jagunevad dissotsieerumisvõime (ioonideks lagunemise) alusel tinglikult tugevateks ja nõrkadeks. Tugevad elektrolüüdid dissotsieeruvad peaaegu täielikult (lahjendatud lahustes), samas kui nõrgad elektrolüüdid dissotsieeruvad ioonideks ainult osaliselt.

Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad:

· tugevad happed (vt lk 20);

· tugevad alused – leelised (vt lk 22);

· peaaegu kõik lahustuvad soolad.

Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad järgmist:

nõrgad happed (vt lk 20);

· alused ei ole leelised;

Nõrga elektrolüüdi üks peamisi omadusi on dissotsiatsioonikonstant – TO . Näiteks ühealuselise happe puhul

HA Û H + +A - ,

kus on H + ioonide tasakaalukontsentratsioon;

– happeanioonide tasakaalukontsentratsioon A - ;

– happemolekulide tasakaalukontsentratsioon,

Või nõrga vundamendi jaoks,

MOH ja M + +OH - ,

,

kus M + katioonide tasakaalukontsentratsioon;

– hüdroksiidioonide tasakaalukontsentratsioon OH - ;

– nõrkade alusmolekulide tasakaalukontsentratsioon.

Mõnede nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioonikonstandid (temperatuuril t = 25 °C)

Leelismetallide hüdroksiidid - tavatingimustes on tahked valged kristalsed ained, hügroskoopsed, katsudes seebised, vees hästi lahustuvad (nende lahustumine on eksotermiline protsess), sulavad. Leelismuldmetallide hüdroksiidid Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) on valged pulbrilised ained, mis lahustuvad vees palju vähem kui leelismetallide hüdroksiidid. Vees lahustumatud alused moodustuvad tavaliselt geelitaoliste sademena, mis ladustamisel lagunevad. Näiteks Cu(OH)2 on sinine želatiinne sade.

3.1.4 Aluste keemilised omadused.

Aluste omadused määratakse OH – ioonide olemasolu järgi. Leeliste ja vees lahustumatute aluste omadustes on erinevusi, kuid ühine omadus on interaktsiooni reaktsioon hapetega. Aluste keemilised omadused on toodud tabelis 6.

Tabel 6 – Aluste keemilised omadused

3.1.5 Olulised põhjused.

NaOH– seebikivi, seebikivi. Madalsulav (t pl = 320 °C) valged hügroskoopsed kristallid, vees hästi lahustuvad. Lahus on katsudes seebine ja ohtlikult söövitav vedelik. NaOH on keemiatööstuse üks olulisemaid tooteid. Seda on vaja suurtes kogustes naftasaaduste puhastamiseks ning seda kasutatakse laialdaselt seebi-, paberi-, tekstiili- ja muudes tööstusharudes, samuti tehiskiu tootmiseks.

CON- söövitav kaalium. Valged hügroskoopsed kristallid, vees hästi lahustuvad. Lahus on katsudes seebine ja ohtlikult söövitav vedelik. KOH omadused on sarnased NaOH omadega, kuid kaaliumhüdroksiidi kasutatakse selle kallima hinna tõttu palju harvemini.

Ca(OH) 2 - kustutatud lubi. Valged kristallid, vees vähe lahustuvad. Lahust nimetatakse "lubjaveeks", suspensiooni nimetatakse "lubjapiimaks". Lubjavett kasutatakse süsinikdioksiidi tuvastamiseks, see muutub häguseks, kui CO 2 läbi lasta. Kustutatud lubi kasutatakse laialdaselt ehitustööstuses sideainete tootmise alusena.

Alused, amfoteersed hüdroksiidid

Alused on keerulised ained, mis koosnevad metalliaatomitest ja ühest või mitmest hüdroksüülrühmast (-OH). Üldvalem on Me +y (OH) y, kus y on hüdroksorühmade arv, mis võrdub metalli Me oksüdatsiooniastmega. Tabelis on näidatud aluste klassifikatsioon.

Leeliste, leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidide omadused

1. Leeliste vesilahused on katsudes seebised ja muudavad indikaatorite värvi: lakmus - sinine, fenoolftaleiin - karmiinpunane.

2. Vesilahused dissotsieeruvad:

3. Suhelge hapetega, astudes vahetusreaktsiooni:

Polühappealused võivad anda keskmisi ja aluselisi sooli:

4. Reageerida happeliste oksiididega, moodustades keskkonda ja happelisi sooli, sõltuvalt sellele oksiidile vastava happe aluselisusest:

5. Suhelge amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega:

a) sulandumine:

b) lahendustes:

6. Kui tekib sade või gaas, toimige koos vees lahustuvate sooladega:

Lahustumatud alused (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 jne) interakteeruvad hapetega ja lagunevad kuumutamisel:

Amfoteersed hüdroksiidid

Amfoteersed ühendid on ühendid, mis olenevalt tingimustest võivad olla nii vesiniku katioonide doonorid ja avaldada happelisi omadusi kui ka nende aktseptorid, st omada aluselisi omadusi.

Amfoteersete ühendite keemilised omadused

1. Suheldes tugevate hapetega, on neil põhilised omadused:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

2. Suheldes leelistega – tugevate alustega, on neil happelised omadused:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( komplekssool)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( komplekssool)

Kompleksühendid on need, milles doonor-aktseptor mehhanismi kaudu moodustub vähemalt üks kovalentne side.

Üldine aluste valmistamise meetod põhineb vahetusreaktsioonidel, mille abil on võimalik saada nii lahustumatuid kui ka lahustuvaid aluseid.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓

Kui selle meetodiga saadakse lahustuvad alused, sadestub lahustumatu sool.

Amfoteersete omadustega vees lahustumatute aluste valmistamisel tuleks vältida liigset leelist, kuna amfoteerne alus võib lahustuda, näiteks:

AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl

Sellistel juhtudel kasutatakse hüdroksiidide saamiseks ammooniumhüdroksiidi, milles amfoteersed hüdroksiidid ei lahustu:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Hõbeda ja elavhõbeda hüdroksiidid lagunevad nii kergesti, et vahetusreaktsiooni teel sadestuvad hüdroksiidide asemel oksiidid:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3

Tööstuses saadakse leelised tavaliselt kloriidide vesilahuste elektrolüüsil.

2NaCl + 2H2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

Leelisi võib saada ka leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide reageerimisel veega.

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

SrO + H2O = Sr(OH)2

Happed

Happed on keerulised ained, mille molekulid koosnevad vesinikuaatomitest, mida saab asendada metalliaatomite ja happejääkidega. Normaalsetes tingimustes võivad happed olla tahked (fosfor-H 3 PO 4; räni H 2 SiO 3) ja vedelad (puhtal kujul on väävelhape H 2 SO 4 vedelik).

Gaasid nagu vesinikkloriid HCl, vesinikbromiid HBr, vesiniksulfiid H 2 S moodustavad vesilahustes vastavad happed. Iga happemolekuli dissotsiatsiooni käigus moodustunud vesinikioonide arv määrab happejäägi (aniooni) laengu ja happe aluselisuse.

Vastavalt hapete ja aluste protolüütiline teooria, Taani keemik Brønsted ja inglise keemik Lowry samaaegselt välja pakkunud hape on aine lahkuminek selle reaktsiooniga prootonid, A alus- aine, mis suudab prootoneid vastu võtta.

hape → alus + H +

Selliste ideede põhjal on selge ammoniaagi põhiomadused, mis tänu üksiku elektronpaari olemasolule lämmastikuaatomi juures võtab hapetega interakteerudes tõhusalt vastu prootoni, moodustades doonor-aktseptor sideme kaudu ammooniumiooni.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

happe alus happe alus

Rohkem üldine määratlus happed ja alused pakkus välja Ameerika keemik G. Lewis. Ta väitis, et happe-aluse interaktsioonid on täielikult olemas ei pruugi tekkida prootonite ülekandmisel. Hapete ja aluste määramisel Lewise järgi on peamine roll selles keemilised reaktsioonid antakse elektronide paarid

Nimetatakse katioone, anioone või neutraalseid molekule, mis suudavad vastu võtta üht või mitut elektronide paari Lewise happed.

Näiteks alumiiniumfluoriid AlF 3 on hape, kuna see on võimeline ammoniaagiga suhtlemisel vastu võtma elektronpaari.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Katioone, anioone või neutraalseid molekule, mis on võimelised loovutama elektronpaare, nimetatakse Lewise alusteks (ammoniaak on alus).

Lewise definitsioon hõlmab kõiki happe-aluse protsesse, mida varem pakutud teooriates käsitleti. Tabelis võrreldakse praegu kasutatavaid hapete ja aluste määratlusi.

Hapete nomenklatuur

Kuna hapete määratlusi on erinevaid, on nende klassifikatsioon ja nomenklatuur üsna meelevaldsed.

Vesilahuses elimineeruvate vesinikuaatomite arvu järgi jagatakse happed: ühealuseline(nt HF, HNO 2), kahealuseline(H2CO3, H2SO4) ja tribasic(H3PO4).

Happe koostise järgi jagunevad need hapnikuvaba(HCl, H2S) ja hapnikku sisaldav(HClO 4, HNO 3).

Tavaliselt hapnikku sisaldavate hapete nimetused on tuletatud mittemetalli nimest, millele on lisatud lõpud -kai, -vaya, kui mittemetalli oksüdatsiooniaste on võrdne rühmaarvuga. Oksüdatsiooniastme vähenedes muutuvad järelliited (metalli oksüdatsiooniastme vähenemise järjekorras): -läbipaistmatu, roostes, -oviš:

Kui arvestada vesinik-mittemetalli sideme polaarsust perioodis, saame selle sideme polaarsuse kergesti seostada elemendi positsiooniga perioodilises tabelis. Metalliaatomitest, mis kaotavad kergesti valentselektrone, võtavad vesinikuaatomid need elektronid vastu, moodustades stabiilse kaheelektronilise kesta nagu heeliumi aatomi kest ja annavad ioonseid metallhüdriide.

Perioodilise tabeli III-IV rühmade elementide vesinikuühendites moodustavad boor, alumiinium, süsinik ja räni kovalentseid, nõrgalt polaarseid sidemeid vesinikuaatomitega, mis ei ole dissotsiatsioonile kalduvad. V-VII rühmade elementidele Perioodilisustabel perioodi jooksul suureneb mittemetall-vesiniksideme polaarsus koos aatomi laenguga, kuid laengute jaotus tekkivas dipoolis on erinev kui elektrone loovutama kalduvate elementide vesinikühendites. Mittemetallilised aatomid, mis vajavad elektronkihi täielikuks täitmiseks mitut elektroni, tõmbavad ligi (polariseerivad) paari siduvaid elektrone, seda tugevamalt rohkem tasu tuumad. Seetõttu muutuvad seerias CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF või SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl sidemed vesinikuaatomitega, jäädes kovalentseks, oma olemuselt polaarsemaks ja vesinikuaatom element-vesiniksideme dipool muutub elektropositiivsemaks. Kui polaarsed molekulid satuvad polaarsesse lahustisse, võib toimuda elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsess.

Arutleme hapnikku sisaldavate hapete käitumise üle vesilahustes. Nendel hapetel on N-O-E ühendus ja loomulikult mõjutab H-O sideme polaarsust O-E ühendus. Seetõttu dissotsieeruvad need happed reeglina kergemini kui vesi.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Vaatame mõnda näidet hapnikku sisaldavate hapete omadused, moodustunud elementidest, mis on võimelised avalduma erineval määral oksüdatsioon. On teada, et hüpokloorhape HClO väga nõrk kloorhape HClO 2 samuti nõrk, kuid tugevam kui hüpokloorne, hüpokloorhape HClO 3 tugev. Perkloorhape HClO 4 on üks kõige tugevam anorgaanilised happed.

Happe tüüpi dissotsiatsiooniks (koos H-iooni elimineerimisega) on vajalik rebend O-N ühendused. Kuidas seletada selle sideme tugevuse vähenemist sarjas HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Selles seerias suureneb tsentraalse klooriaatomiga seotud hapnikuaatomite arv. Iga kord, kui moodustub uus hapnik-kloori side, tõmmatakse elektrontihedus klooriaatomist ja seega ka O-Cl üksiksidemest. Selle tulemusena lahkub elektrontihedus osaliselt O-H sidemest, mis seetõttu nõrgeneb.

See muster - kasu happelised omadused keskse aatomi oksüdatsiooniastme suurenemisega - iseloomulik mitte ainult kloorile, vaid ka teistele elementidele. Näiteks lämmastikhape HNO 3, milles lämmastiku oksüdatsiooniaste on +5, on tugevam kui lämmastikhape HNO 2 (lämmastiku oksüdatsiooniaste on +3); väävelhape H 2 SO 4 (S +6) on tugevam kui väävelhape H 2 SO 3 (S +4).

Hapete saamine

1. Saab saada hapnikuvabu happeid mittemetallide otsesel kombineerimisel vesinikuga.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Võib saada mõningaid hapnikku sisaldavaid happeid happeoksiidide koostoime veega.

3. Saab nii hapnikuvabu kui ka hapnikku sisaldavaid happeid metaboolsete reaktsioonide kaudu soolade ja teiste hapete vahel.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H2SO4 (konts.) = HCl + NaHS04

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Mõnda hapet on võimalik saada kasutades redoksreaktsioonid.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3P + 5HNO3 + 2H2O = ZN3PO4 + 5NO2

Hapu maitse, mõju indikaatoritele, elektrijuhtivus, koostoime metallide, aluseliste ja amfoteersete oksiidide, aluste ja sooladega, estrite moodustumine alkoholidega – need omadused on omased anorgaanilistele ja orgaanilistele hapetele.

reaktsioone saab jagada kahte tüüpi:

1) on levinud Sest happed reaktsioonid on seotud hüdroniumiooni H 3 O + moodustumisega vesilahustes;

2) spetsiifiline(st iseloomulikud) reaktsioonid spetsiifilised happed.

Vesinikuioon võib siseneda redoks reaktsioon, redutseerimine vesinikuks, samuti liitreaktsioonis negatiivselt laetud või neutraalsete osakestega, millel on üksikud elektronide paarid, s.t. happe-aluse reaktsioonid.

TO üldised omadused happed hõlmavad hapete reaktsioone metallidega pingereas kuni vesinikuni, näiteks:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Happe-aluse reaktsioonid hõlmavad reaktsioone aluseliste oksiidide ja alustega, samuti vaheühendite, aluseliste ja mõnikord happeliste sooladega.

2CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H2O

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2SO2 + 2H2O

Pange tähele, et mitmealuselised happed dissotsieeruvad järk-järgult ja igal järgneval etapil on dissotsiatsioon keerulisem, seetõttu tekivad happe liia korral enamasti happelised soolad, mitte keskmised.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na2S + H3PO4 = Na2HPO4 + H2S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

KOH + H 2 S = KHS + H 2 O

Esmapilgul võib happesoolade moodustumine tunduda üllatav ühealuseline vesinikfluoriidhape. Seda asjaolu saab aga seletada. Erinevalt kõigist teistest vesinikhalogeniidhapetest on lahustes olev vesinikfluoriidhape osaliselt polümeriseerunud (vesiniksidemete moodustumise tõttu) ja selles võib esineda mitmesuguseid osakesi (HF) X, nimelt H 2 F 2, H 3 F 3 jne.

Happe-aluse tasakaalu erijuhtum - hapete ja aluste reaktsioonid indikaatoritega, mis muudavad nende värvi sõltuvalt lahuse happesusest. Indikaatoreid kasutatakse kvalitatiivne analüüs hapete ja aluste tuvastamiseks lahendustes.

Kõige sagedamini kasutatavad näitajad on lakmus(V neutraalne keskkond lilla, V hapu - punane, V aluseline - sinine), metüüloranž(V hapu keskkond punane, V neutraalne - oranž, V aluseline - kollane), fenoolftaleiin(V väga aluseline keskkond vaarika punane, V neutraalne ja happeline - värvitu).

Spetsiifilised omadused erinevad happed võivad olla kahte tüüpi: esiteks reaktsioonid, mis viivad moodustumiseni lahustumatud soolad, ja teiseks, redokstransformatsioonid. Kui H + iooni olemasoluga seotud reaktsioonid on ühised kõikidele hapetele (kvalitatiivsed reaktsioonid hapete tuvastamiseks), kasutatakse üksikute hapete kvalitatiivsete reaktsioonidena spetsiifilisi reaktsioone:

Ag + + Cl - = AgCl (valge sade)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (valge sade)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (kollane sade)

Mõned hapete spetsiifilised reaktsioonid on tingitud nende redoks-omadustest.

Anoksiidhappeid vesilahuses saab ainult oksüdeerida.

2KMnO4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Hapnikku sisaldavaid happeid saab oksüdeerida ainult siis, kui nende keskne aatom on madalamas või keskmises oksüdatsiooniastmes, nagu näiteks väävelhappes:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl

Paljud hapnikku sisaldavad happed, mille keskaatomil on maksimaalne oksüdatsiooniaste (S +6, N +5, Cr +6), omavad tugevaid oksüdeerivaid aineid. Kontsentreeritud H 2 SO 4 on tugev oksüdeerija.

Cu + 2H 2 SO 4 (konts.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2SO 4 (konts.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Tuleks meeles pidada, et:

• Happelahused reageerivad metallidega, mis on elektrokeemilises pingereas vesinikust vasakul, alludes mitmetele tingimustele, millest olulisim on reaktsiooni tulemusena lahustuva soola moodustumine. HNO 3 ja H 2 SO 4 (konts.) interaktsioon metallidega kulgeb erinevalt.

Kontsentreeritud väävelhape külmas passiveerib alumiiniumi, rauda ja kroomi.

• Vees dissotsieeruvad happed vesinikkatioonideks ja happejääkide anioonideks, näiteks:

• Anorgaanilised ja orgaanilised happed reageerivad aluseliste ja amfoteersete oksiididega tingimusel, et moodustub lahustuv sool:

• Mõlemad happed reageerivad alustega. Polüaluselised happed võivad moodustada nii vahe- kui ka happesooli (need on neutraliseerimisreaktsioonid):

• Hapete ja soolade vaheline reaktsioon toimub ainult siis, kui tekib sade või gaas:

H 3 PO 4 koostoime lubjakiviga peatub, kuna pinnale tekib viimane lahustumatu Ca 3 (PO 4) 2 sade.

Lämmastik-HNO 3 ja kontsentreeritud väävel-H 2 SO 4 (konts.) hapete omaduste iseärasused tulenevad asjaolust, et nende interaktsioonis lihtainetega (metallid ja mittemetallid) ei ole oksüdeerijateks H + katioonid. , vaid nitraadi- ja sulfaadiioonid. On loogiline eeldada, et selliste reaktsioonide tulemusena ei moodustu mitte vesinik H2, vaid saadakse muid aineid: tingimata sool ja vesi, samuti üks nitraadi- või sulfaadiioonide redutseerimisproduktidest, sõltuvalt kontsentratsioonist. hapetest, metalli asukoht pingereas ja reaktsioonitingimused (temperatuur, metalli jahvatusaste jne).

Need HNO 3 ja H 2 SO 4 (konts.) keemilise käitumise tunnused illustreerivad selgelt teooria teesi. keemiline struktuur aatomite vastastikusest mõjust ainete molekulides.

Sageli aetakse segi mõisted volatiilsus ja stabiilsus (stabiilsus). Lenduvad happed on happed, mille molekulid lähevad kergesti gaasilisse olekusse, st aurustuvad. Näiteks, vesinikkloriidhape on lenduv, kuid stabiilne stabiilne hape. Ebastabiilsete hapete lenduvust on võimatu hinnata. Näiteks mittelenduv, lahustumatu ränihape laguneb veeks ja SiO 2 -ks. Vesinikkloriid-, lämmastik-, väävel-, fosfor- ja paljude teiste hapete vesilahused on värvitud. Vesilahus kroomhape H 2 CrO 4 on kollast värvi, mangaanhape HMnO 4 on karmiinpunast värvi.

Võrdlusmaterjal testi sooritamiseks:

Mendelejevi tabel

Lahustuvuse tabel