Hapete happelised omadused. Happed: klassifikatsioon ja keemilised omadused

Nimetatakse aineid, mis lahuses dissotsieeruvad, moodustades vesinikioone.

Happed klassifitseeritakse nende tugevuse, aluselisuse ja hapniku olemasolu või puudumise järgi happe koostises.

Tugevuse järgihapped jagunevad tugevateks ja nõrkadeks. Kõige olulisemad tugevad happed on lämmastik HNO 3 , väävelhape H 2 SO 4 ja vesinikkloriid HCl .

Hapniku olemasolu tõttu eristada hapnikku sisaldavaid happeid ( HNO3, H3PO4 jne) ja anoksiidhapped ( HCl, H2S, HCN jne).

Põhimõtteliselt, st. Vastavalt vesinikuaatomite arvule happemolekulis, mida saab soola moodustamiseks asendada metalliaatomitega, jagatakse happed ühealuselisteks (näiteks HNO 3, HCl), kahealuseline (H 2 S, H 2 SO 4), kolmealuseline (H 3 PO 4 ) jne.

Hapnikuvabade hapete nimetused on tuletatud mittemetalli nimest, millele on lisatud lõpp -vesinik: HCl - vesinikkloriidhape, H2S e - hüdroseleenhape, HCN - vesiniktsüaniidhape.

Hapnikku sisaldavate hapete nimetused on samuti moodustatud vastava elemendi venekeelsest nimetusest, millele on lisatud sõna "hape". Samal ajal lõpeb happe nimi, milles element on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes, näiteks "naya" või "ova", H2SO4 - väävelhape, HClO4 - perkloorhape, H3AsO4 - arseenhape. Hapet moodustava elemendi oksüdatsiooniastme vähenemisega muutuvad lõpud järgmises järjestuses: “ovaalne” ( HClO 3 - kloorhape), "puhas" ( HClO 2 - kloorhape), "kõikuv" ( H O Cl - hüpokloorhape). Kui element moodustab happeid, olles ainult kahes oksüdatsiooniastmes, siis elemendi madalaimale oksüdatsiooniastmele vastava happe nimetus saab lõpu "puhas" ( HNO3 - lämmastikhape, HNO 2 - lämmastikhape).

Tabel - Asendamatud happed ja nende soolad

Hapete saamine

1. Anoksiidhappeid võib saada mittemetallide otsesel kombineerimisel vesinikuga:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S H2S.

2. Hapnikku sisaldavaid happeid võib sageli saada happeoksiidide otsesel kombineerimisel veega:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4,

CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3,

P 2 O 5 + H 2 O \u003d 2 HPO 3.

3. Nii hapnikuvabu kui ka hapnikku sisaldavaid happeid võib saada soolade ja teiste hapete vaheliste vahetusreaktsioonidega:

BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. Mõnel juhul võib hapete saamiseks kasutada redoksreaktsioone:

H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4,

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

Hapete keemilised omadused

1. Hapete kõige iseloomulikum keemiline omadus on nende võime reageerida alustega (samuti aluseliste ja amfoteersete oksiididega), moodustades sooli, näiteks:

H2SO4 + 2NaOH \u003d Na2SO4 + 2H2O,

2HNO 3 + FeO \u003d Fe (NO 3) 2 + H 2 O,

2 HCl + ZnO \u003d ZnCl 2 + H 2 O.

2. Võimalus suhelda teatud metallidega pingereas kuni vesinikuni, vesiniku vabanemisega:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H2,

2Al + 6HCl \u003d 2AlCl3 + 3H 2.

3. Sooladega, kui tekib halvasti lahustuv sool või lenduv aine:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na 2 CO 3 \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2,

2KHCO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2+ 2H2O.

Pange tähele, et mitmealuselised happed dissotsieeruvad etappide kaupa ja dissotsiatsiooni lihtsus igas etapis väheneb, seetõttu moodustuvad mitmealuseliste hapete puhul keskmiste soolade asemel sageli happesoolad (reageeriva happe liia korral):

Na 2 S + H 3 PO 4 \u003d Na 2 HPO 4 + H 2 S,

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

4. Happe-aluse interaktsiooni erijuhtum on hapete reaktsioon indikaatoritega, mis toob kaasa värvimuutuse, mida on pikka aega kasutatud hapete kvalitatiivseks tuvastamiseks lahustes. Niisiis muudab lakmus värvi happelises keskkonnas punaseks.

5. Kuumutamisel lagunevad hapnikku sisaldavad happed oksiidiks ja veeks (eelistatavalt vett eemaldava aine juuresolekul P2O5):

H 2 SO 4 \u003d H 2 O + SO 3,

H 2 SiO 3 \u003d H 2 O + SiO 2.

M.V. Andriukhova, L.N. Borodin

happed- kompleksained, mis koosnevad ühest või mitmest vesinikuaatomist, mida on võimalik asendada metalliaatomitega, ja happejääkidest.

Happe klassifikatsioon

1. Vastavalt vesinikuaatomite arvule: vesinikuaatomite arv ( n ) määrab hapete aluselisuse:

n= 1 üksik alus

n= 2 kahealuselist

n= 3 kolmepõhist

2. Koostise järgi:

a) Hapnikku sisaldavate hapete, happejääkide ja vastavate happeoksiidide tabel:

b) Anoksiidhapete tabel

Hapete füüsikalised omadused

Paljud happed, nagu väävel-, lämmastik- ja vesinikkloriidhape, on värvitud vedelikud. tuntud on ka tahked happed: ortofosfor-, metafosforhape HPO 3, boor H 3 BO 3 . Peaaegu kõik happed lahustuvad vees. Lahustumatu happe näide on ränihape H2SiO3 . Happelahused on hapu maitsega. Nii annavad näiteks paljud puuviljad neis sisalduvatele hapetele hapu maitse. Sellest ka hapete nimetused: sidrun, õun jne.

Meetodid hapete saamiseks

Hapete keemilised omadused

1. Muutke indikaatorite värvi

2. Reageerige metallidega tegevussarjas kuni H 2

(v.a. HNO 3 - lämmastikhape)

Video "Hapete koostoime metallidega"

Mina + HAPE \u003d SOOL + H 2 (lk asendus)

Zn + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

3. Aluseliste (amfoteersete) oksiididega - metallioksiidid

Video "Metalloksiidide koostoime hapetega"

Me x O y + HAPE \u003d SOOL + H 2 O (lk vahetus)

4. Reageerige alustega – neutraliseerimisreaktsioon

HAPPE + ALUS = SOOL + H 2 O (lk vahetus)

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

5. Reageerige nõrkade lenduvate hapete sooladega - kui tekib hape, mis sadestub või eraldub gaas:

2 NaCl (tv) + H 2 SO 4 (konts.) \u003d Na 2 SO 4 + 2HCl ( R . vahetada )

Video "Hapete koostoime sooladega"

6. Hapnikku sisaldavate hapete lagunemine kuumutamisel

(v.a. H 2 NII 4 ; H 3 PO 4 )

HAPPE = HAPPEKOKSIID + VESI (r. lagunemine)

Pea meeles!Ebastabiilsed happed (süsinik ja väävel) - lagunevad gaasiks ja veeks:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Vesinikväävelhape toodetes vabaneb gaasina:

CaS + 2HCl \u003d H2S+ CaCl2

TUGEVDAMISE ÜLESANDED

nr 1. Jaotage hapete keemilised valemid tabelis. Andke neile nimed:

LiOH , Mn 2 O 7 , CaO , Na 3 PO 4 , H 2 S , MnO , Fe (OH ) 3 , Cr 2 O 3 , HI , HClO 4 , HBr , CaCl 2 , Na 2 O, HCl, H 2 SO 4 , HNO 3 , HMnO 4 , Ca (OH ) 2 , SiO 2, happed

Hapukas-

emakeelena

Hapnikku sisaldav

lahustuv

lahustumatu

üks-

peamine

kahetuumaline

kolme põhiline

nr 2. Kirjutage reaktsioonivõrrandid:

Ca+HCl

Na + H2SO4

Al + H2S

Ca + H3PO 4
Nimetage reaktsiooniproduktid.

Number 3. Koostage reaktsioonivõrrandid, nimetage produktid:

Na2O + H2CO3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe2O3 + H2SO4

nr 4. Koostage reaktsioonivõrrandid hapete vastastikmõju kohta aluste ja sooladega:

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na2SiO3

H2SO4 + K2CO3

HNO 3 + CaCO 3

Nimetage reaktsiooniproduktid.

SIMULAATORID

Treener number 1. "Hapete valemid ja nimetused"

Treener number 2. "Kirjavahetus: happevalem - oksiidivalem"

Ohutusmeetmed – esmaabi hapetega kokkupuutel nahaga

Ohutus -

Lubage mul lühidalt meelde tuletada konkreetseid näiteid kuidas soolasid õigesti nimetada.

Näide 1. Sool K 2 SO 4 moodustub ülejäänud väävelhappest (SO 4) ja metallist K. Väävelhappe sooli nimetatakse sulfaatideks. K 2 SO 4 - kaaliumsulfaat.

Näide 2. FeCl 3 - sool sisaldab rauda ja jääki vesinikkloriidhappest(Cl). Soola nimetus: raud(III)kloriid. Pange tähele: sel juhul ei pea me mitte ainult nimetama metalli, vaid näitama ka selle valentsi (III). Eelmises näites polnud see vajalik, kuna naatriumi valents on konstantne.

Tähtis: soola nimetuses tuleks metalli valentsus märkida ainult siis, kui sellel metallil on muutuv valents!

Näide 3. Ba (ClO) 2 - soola koostis sisaldab baariumi ja ülejäänud osa hüpokloorhapet (ClO). Soola nimi: baariumhüpoklorit. Ba metalli valents kõigis selle ühendites on kaks, seda pole vaja näidata.

Näide 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. NH 4 rühma nimetatakse ammooniumiks, selle rühma valents on konstantne. Soola nimi: ammooniumdikromaat (bikromaat).

Eeltoodud näidetes kohtasime ainult nn. keskmised või tavalised soolad. Siin ei käsitleta happelisi, aluselisi, kaksik- ja komplekssooli, orgaaniliste hapete sooli.

Kui olete huvitatud mitte ainult soolade nomenklatuurist, vaid ka nende saamise viisidest ja Keemilised omadused, soovitan viidata keemia teatmeteose vastavatele jaotistele: "

Happed on sellised keemilised ühendid, mis on võimelised loovutama elektriliselt laetud vesinikiooni (katiooni) ja vastu võtma ka kahte interakteeruvat elektroni, mille tulemusena tekib kovalentne side.

Käesolevas artiklis vaatleme peamisi happeid, mida keskklassides uuritakse. üldhariduskoolid ja tutvuge ka komplektiga huvitavaid fakte erinevatel hapetel. Alustame.

Happed: tüübid

Keemias on palju erinevaid happeid, millel on mitmesugused omadused. Keemikud eristavad happeid hapnikusisalduse, lenduvuse, vees lahustuvuse, tugevuse, stabiilsuse, orgaaniliste või anorgaaniliste ainete klassi kuulumise järgi. keemilised ühendid. Selles artiklis vaatleme tabelit, mis esitab kõige kuulsamad happed. Tabel aitab teil meeles pidada happe nime ja selle keemilist valemit.

Nii et kõik on selgelt nähtav. See tabel näitab kõige kuulsamaid keemiatööstus happed. Tabel aitab teil nimed ja valemid palju kiiremini meelde jätta.

Vesinikväävelhape

H2S on vesiniksulfiidhape. Selle eripära seisneb selles, et see on ka gaas. Vesiniksulfiid lahustub vees väga halvasti ja interakteerub ka paljude metallidega. Vesinikväävelhape kuulub "nõrkade hapete" rühma, mille näiteid käsitleme käesolevas artiklis.

H 2 S on kergelt magusa maitsega ja väga tugeva mädamuna lõhnaga. Looduses leidub seda looduslikes või vulkaanilistes gaasides, samuti eraldub see valgu mädanemisel.

Hapete omadused on väga mitmekesised, isegi kui hape on tööstuses asendamatu, võib see olla inimese tervisele väga ebatervislik. See hape on inimestele väga mürgine. Väikese koguse vesiniksulfiidi sissehingamisel inimene ärkab peavalu, algab tugev iiveldus ja pearinglus. Kui inimene hingab suur hulk H2S, võib see põhjustada krampe, koomat või isegi kohest surma.

Väävelhape

H 2 SO 4 on tugev väävelhape, millega lapsed tutvuvad keemiatundides juba 8. klassist. Keemilised happed nagu väävelhape on väga tugevad oksüdeerivad ained. H 2 SO 4 toimib paljude metallide, aga ka aluseliste oksiidide oksüdeeriva ainena.

H 2 SO 4 põhjustab kokkupuutel naha või riietega keemilisi põletusi, kuid ei ole nii mürgine kui vesiniksulfiid.

Lämmastikhape

Tugevad happed on meie maailmas väga olulised. Selliste hapete näited: HCl, H2SO4, HBr, HNO3. HNO 3 on hästi tuntud lämmastikhape. See on leidnud laialdast rakendust nii tööstuses kui ka mujal põllumajandus. Seda kasutatakse erinevate väetiste valmistamisel, ehetes, fotode trükkimisel, ravimid ja värvained, samuti sõjatööstuses.

Sellised keemilised happed, nagu lämmastik, on organismile väga kahjulikud. HNO 3 aurud jätavad haavandeid, põhjustavad ägedat põletikku ja hingamisteede ärritust.

Lämmastikhape

Lämmastikhapet aetakse sageli segi lämmastikhappega, kuid nende vahel on erinevus. Fakt on see, et see on palju nõrgem kui lämmastik, sellel on täiesti erinevad omadused ja mõju inimkehale.

HNO 2 on leidnud laialdast rakendust keemiatööstuses.

Vesinikfluoriidhape

Vesinikfluoriidhape (või vesinikfluoriid) on H 2 O lahus HF-ga. Happe valem on HF. Vesinikfluoriidhapet kasutatakse alumiiniumitööstuses väga aktiivselt. See lahustab silikaate, söövitab räni, silikaatklaasi.

Vesinikfluoriid on inimorganismile väga kahjulik, olenevalt kontsentratsioonist võib see olla kerge ravim. Pärast kokkupuudet nahaga ei ole alguses mingeid muutusi, kuid mõne minuti pärast võib see ilmneda terav valu ja keemiline põletus. Vesinikfluoriidhape on keskkonnale väga kahjulik.

Vesinikkloriidhape

HCl on vesinikkloriid ja tugev hape. Vesinikkloriid säilitab tugevate hapete rühma kuuluvate hapete omadused. Välimuselt on hape läbipaistev ja värvitu, kuid õhu käes suitseb. Vesinikkloriidi kasutatakse laialdaselt metallurgia- ja toiduainetööstuses.

See hape põhjustab keemilisi põletusi, kuid eriti ohtlik on see silma sattumisel.

Fosforhappe

Fosforhape (H 3 PO 4) on oma omadustelt nõrk hape. Kuid ka nõrkadel hapetel võivad olla tugevate hapete omadused. Näiteks kasutatakse H 3 PO 4 tööstuses raua roostest eraldamiseks. Lisaks kasutatakse fosforhapet (või fosforhapet) laialdaselt põllumajanduses – sellest valmistatakse väga erinevaid väetisi.

Hapete omadused on väga sarnased - peaaegu igaüks neist on inimkehale väga kahjulik, H 3 PO 4 pole erand. Näiteks põhjustab see hape ka tõsiseid keemilisi põletusi, ninaverejookse ja hammaste lagunemist.

Süsinikhape

H2CO3 on nõrk hape. See saadakse CO 2 (süsinikdioksiid) lahustamisel H 2 O (vesi). Süsinikhapet kasutatakse bioloogias ja biokeemias.

Erinevate hapete tihedus

Hapete tihedus on keemia teoreetilises ja praktilises osas olulisel kohal. Tänu tiheduse tundmisele on võimalik määrata konkreetse happe kontsentratsioon, lahendada keemilisi probleeme ning lisada reaktsiooni lõpuleviimiseks õige kogus hapet. Mis tahes happe tihedus varieerub sõltuvalt kontsentratsioonist. Näiteks, mida suurem on kontsentratsiooni protsent, seda suurem on tihedus.

Hapete üldised omadused

Absoluutselt kõik happed on (see tähendab, et need koosnevad mitmest perioodilisuse tabeli elemendist), samas kui nende koostis sisaldab tingimata H (vesinikku). Järgmisena vaatame, millised on tavalised:

1. Kõik hapnikku sisaldavad happed (mille valemis on O) moodustavad lagunemisel vett, samuti lagunevad anoksiidhapped lihtaineteks (näiteks 2HF laguneb F 2 ja H 2).
2. Oksüdeerivad happed interakteeruvad kõigi metallide aktiivsussarja metallidega (ainult nendega, mis asuvad H vasakul).
3. Nad suhtlevad erinevate sooladega, kuid ainult nendega, mis tekkisid veelgi nõrgema happe mõjul.

Nende enda järgi füüsikalised omadused happed on üksteisest väga erinevad. Lõppude lõpuks võib neil olla lõhn ja mitte olla, samuti võivad nad olla erinevates agregaatide olekus: vedelad, gaasilised ja isegi tahked. Tahked happed on õppimiseks väga huvitavad. Selliste hapete näited: C2H204 ja H3BO3.

Keskendumine

Kontsentratsioon on kogus, mis määrab mistahes lahuse kvantitatiivse koostise. Näiteks peavad keemikud sageli määrama, kui palju puhast väävelhapet on lahjendatud H 2 SO 4 happes. Selleks valavad nad keeduklaasi väikese koguse lahjendatud hapet, kaaluvad ja määravad kontsentratsiooni tihedusgraafikult. Hapete kontsentratsioon on tihedalt seotud tihedusega, sageli on kontsentratsiooni määramiseks arvutusülesanded, kus on vaja määrata puhta happe protsent lahuses.

Kõikide hapete klassifikatsioon vastavalt H-aatomite arvule nende keemilises valemis

Üks populaarsemaid klassifikatsioone on kõigi hapete jagamine ühealuselisteks, kahealuselisteks ja vastavalt kolmealuselisteks hapeteks. Ühealuseliste hapete näited: HNO 3 (lämmastik), HCl (vesinikkloriid), HF (vesinikfluoriidhape) jt. Neid happeid nimetatakse ühealuselisteks, kuna nende koostises on ainult üks H-aatom. Selliseid happeid on palju, absoluutselt kõiki on võimatu meeles pidada. Peate lihtsalt meeles pidama, et happed klassifitseeritakse ka H-aatomite arvu järgi nende koostises. Kahealuselisi happeid defineeritakse sarnaselt. Näited: H 2 SO 4 (väävel), H 2 S (vesiniksulfiid), H 2 CO 3 (kivisüsi) ja teised. Kolmealuseline: H 3 PO 4 (fosforhape).

Hapete põhiklassifikatsioon

Üks populaarsemaid hapete klassifikatsioone on nende jaotus hapnikku sisaldavateks ja anoksilisteks hapeteks. Kuidas teadmata meeles pidada keemiline valem aine, mis on hapnikku sisaldav hape?

Kõik anoksiidhapped ei sisalda oluline element O on hapnik, kuid koostises on H. Seetõttu on nende nimele alati omistatud sõna "vesinik". HCl on H2S-vesiniksulfiid.

Kuid isegi hapet sisaldavate hapete nimede järgi saate kirjutada valemi. Näiteks kui aines on O-aatomite arv 4 või 3, siis lisatakse nimele alati järelliide -n- ja ka lõpp -aya-:

• H2SO4 - väävelhape (aatomite arv - 4);
• H 2 SiO 3 - räni (aatomite arv - 3).

Kui ainel on vähem kui kolm hapnikuaatomit või kolm, kasutatakse nimes järelliidet -ist-:

• HNO 2 - lämmastik;
• H 2 SO 3 - väävel.

Üldised omadused

Kõik happed maitsevad hapukalt ja sageli kergelt metalselt. Kuid on ka teisi sarnaseid omadusi, mida me nüüd kaalume.

On aineid, mida nimetatakse indikaatoriteks. Indikaatorid muudavad oma värvi või värv jääb alles, kuid selle toon muutub. See juhtub siis, kui mõned muud ained, näiteks happed, mõjutavad indikaatoreid.

Värvimuutuse näide on selline paljudele tuttav toode nagu tee ja sidrunihape. Kui sidrunit tee sisse visata, hakkab tee tasapisi märgatavalt heledamaks muutuma. See on tingitud asjaolust, et sidrun sisaldab sidrunhapet.

On ka teisi näiteid. Lakmus, mis neutraalses keskkonnas on lilla värvusega, muutub vesinikkloriidhappe lisamisel punaseks.

Pingetega kuni vesiniku seerias vabanevad gaasimullid - H. Kui aga metall, mis on pingereas pärast H, asetatakse katseklaasi koos happega, siis reaktsiooni ei toimu, gaasi ei eraldu. . Seega ei reageeri vask, hõbe, elavhõbe, plaatina ja kuld hapetega.

Selles artiklis uurisime kõige kuulsamaid keemilisi happeid, samuti nende peamisi omadusi ja erinevusi.

Mõnede anorgaaniliste hapete ja soolade nimetused

Lubage mul lühidalt meelde tuletada konkreetsete näidetega, kuidas soolasid õigesti nimetada.

Näide 1. Sool K 2 SO 4 moodustub ülejäänud väävelhappest (SO 4) ja metallist K. Väävelhappe sooli nimetatakse sulfaatideks. K 2 SO 4 - kaaliumsulfaat.

Näide 2. FeCl 3 - soola koostis sisaldab rauda ja ülejäänud vesinikkloriidhapet (Cl). Soola nimetus: raud(III)kloriid. Pange tähele: sel juhul ei pea me mitte ainult nimetama metalli, vaid näitama ka selle valentsi (III). Eelmises näites polnud see vajalik, kuna naatriumi valents on konstantne.

Tähtis: soola nimetuses tuleks metalli valentsus märkida ainult siis, kui sellel metallil on muutuv valents!

Näide 3. Ba (ClO) 2 - soola koostis sisaldab baariumi ja ülejäänud osa hüpokloorhapet (ClO). Soola nimi: baariumhüpoklorit. Ba metalli valents kõigis selle ühendites on kaks, seda pole vaja näidata.

Näide 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. NH 4 rühma nimetatakse ammooniumiks, selle rühma valents on konstantne. Soola nimi: ammooniumdikromaat (bikromaat).

Eeltoodud näidetes kohtasime ainult nn. keskmised või tavalised soolad. Siin ei käsitleta happelisi, aluselisi, kaksik- ja komplekssooli, orgaaniliste hapete sooli.