Кислоты и основания — в помощь студенту

Время на чтение: 13 минут

На сильные и слабые эти субстанции подразделяются в зависимости от возможности отдавать ионы водорода во время взаимодействия с металлами.

Общие свойства

Все кислоты содержат атомы водорода, которые способны вступать в реакцию. Таким образом, кислота представляет собой сложное вещество, молекулы которого состоят из разного количества атомов водорода и кислотного остатка. Эти соединения обладают кислым и зачастую слегка металлическим вкусом. При контакте с ними индикаторы приобретают другой оттенок вплоть до кардинальной смены цвета.

Химические свойства, являющиеся общими для всех кислот:

• Все вещества, содержащие кислород, в процессе разложения образуют воду и кислотный оксид.
• Бескислородные соединения распадаются на простые элементы.
• Окислители вступают в реакцию со всеми расположенными слева от H металлами из ряда активности.
• Кислоты взаимодействуют с солями, образованными более слабым соединением.

Физические свойства веществ могут кардинально отличаться. Например, одни из них имеют запах, у других он отсутствует совершенно.

Кислоты могут быть жидкими, газообразными и твёрдыми. К твёрдым соединениям относятся, например, C2H204 и H3BO3.

Концентрация вещества

Зачастую химикам приходится решать задачи на определение количества чистой кислоты, находящейся в растворе, в процентах. В таких случаях искомым значением является концентрация.

Это величина, позволяющая определять количественный состав жидкого химического вещества.

К примеру, для того, чтобы узнать, сколько чистой серной кислоты находится в разбавленном растворе, необходимо небольшое количество смеси налить в мерный стакан, взвесить и определить искомое значение по таблице плотности. Указанная таблица используется при вычислениях, так как плотность неразрывно связана с концентрацией.

Основная классификация

Чаще всего кислые вещества разделяют на кислородосодержащие и бескислородные. Состав последних соединений отличается тем, что в них нет кислорода, но есть водород. В связи с этим их названия всегда дополнены словом «водородная». Например, хлороводородная, сероводородная.

Кроме того, кислоты имеют классификацию по количеству атомов водорода.

Так, они подразделяются на следующие типы:

• одноосновные;
• двухосновные;
• трехосновные.

Но также существуют органические кислоты, то есть органические вещества, которые проявляют свойства, присущие кислотным соединениям. Из них наиболее известны уксусная, щавелевая, муравьиная, лимонная, молочная и яблочная.

Все кислые вещества и основания подразделяются на сильные и слабые. Но необходимо понять, что эти понятия никак не связаны с концентрацией соединений. Сила кислоты определяется её способностью вступать в химическую реакцию, отдавая водородные ионы.

Так, вещество считается сильным, если этот процесс проходит легко.

Сильные и слабые реагенты

Если реагент в водном растворе полностью распадается на ионы, то есть диссоциирует, то оно является сильным, поскольку слабые химические соединения никогда не растворяются до конца.

Кроме того, отличить слабую кислоту можно посредством измерения её проводимости. Сильные соединения являются хорошими электролитами. Сильные основания при попадании в воду также распадаются. Следует отметить, что основания также называют гидроксидами или гидроокисями.

Существует специальные перечни слабых и сильных кислот и оснований. Таблица, приведённая ниже, также может использоваться для классификации реагентов.

Сильная кислота Слабая кислота Сильное основание Слабое основание

HCI соляная или хлороводородная	HF фтороводородная	NaOH гидроокись натрия	Mg(OH)2 гидроокись магния
HBr бромоводородная	CH3COOH уксусная	KOH гидроокись калия	Fe(OH)2 гидроокись железа (II)
HI йодоводородная	H2SO3 сернистая	Ca(OH)2 гидроокись кальция	Zn(OH)2 гидроокись цинка
HNO3 азотная	H2S сероводородная	Ba(OH)2 гидроокись бария	NH4OH гидроокись аммония
HClO4 хлорная	HNO2 азотистая	LiOH гидроокись лития	Fe(OH)3 гидроокись железа (III)
H2SO4 серная	H2SiO3 кремниевая

А также следует отметить, что кислородсодержащая угольная (H2CO3) и ортофосфорная (H3PO4) или фосфорная кислоты — слабые. К сильным же необходимо добавить хромовую, которая является средней по силе.

Кроме того, нужно учитывать, что современная химия позволяет учёным создавать новые соединения. В связи с этим список кислот, как сильных, так и слабых, постоянно пополняется.

Химические реакции

При соединении сильной кислоты с таким же основанием получится нейтральный раствор. Произошедшая в этом случае химическая реакция называется нейтрализацией. Если же заменить основание на слабое, то полностью диссоциирует только кислое вещество.

• Второй компонент не распадается на ионы полностью.
• Слабое основание лишь незначительно вступает в реакцию со слабой кислотой.
• Когда кислотное соединение реагирует с сильным основанием, то первый реагент проходит частичную диссоциацию, второй же полностью диссоциирует.

Полученный в результате раствор обладает слабыми свойствами основания.

Водородный показатель

При проведении диссоциирующих реакций важно правильно определить уровень кислотности воды.

Для его количественного выражения применяется величина pH, называющаяся силой, весом или потенциалом водорода. Она позволяет измерить активность ионов водорода.

Если уровень pH превышает 7, то у вещества присутствуют кислотные свойства, если же этот показатель меньше 7, то свойства являются основными.

Способы определения

Результаты химических реакций, в которых участвует любое вещество, напрямую зависят от уровня его кислотности. А потому химики всегда измеряют этот показатель.

Существует несколько методов определения pH:

• Инструментальный способ. В этом случае применяется pH-метр. Этот прибор трансформирует концентрацию протонов в какой-либо жидкости в электрический сигнал.
• Индикаторы. Это вещества, изменяющие оттенок цвет в зависимости от показателя pH. Использование различных индикаторов позволяет получить довольно точные данные об уровне кислотности.
• Соль. Соль представляет собой соединение ионов, которое полностью диссоциирует в слабом водном растворе. Для определения кислотно-щелочных свойств соляного раствора, прежде всего, нужно установить и изучить свойства ионов, находящиеся в растворе.

Буферный раствор

Буферным раствором называется вещество, отличающееся наличием постоянной концентрации ионов водорода.

1. При добавлении сильной кислоты или такого же основания в небольших дозах эти растворы сохраняют изначальный уровень кислотности.
2. Для приготовления такой смеси нужно смешать слабое кислое вещество или основание с соответствующей солью.
3. При изготовлении буферного раствора необходимо учитывать следующие факторы:

• Интервал уровня кислотности, в котором вещество станет эффективным.
• Ёмкость раствора, то есть какой объём сильного кислотного соединения или основания можно добавить в смесь, не изменив её pH.
• При соединении веществ не должно быть реакций, способных повлиять на состав раствора.

Самые опасные кислотные соединения

На сегодняшний день самой сильной кислотой в мире считается пентафторид сурьмы фтористоводородной кислоты. Её химическая формула — HFSbF5. Не существует точных данных об активности этого соединения, но установлено, что его 55-процентный раствор почти в миллион раз сильнее концентрированной серной кислоты.

Следующим по силе является карборановое кислотное соединение. Это вещество разрешается хранить только в специальной ёмкости. Она также во много раз опаснее серной и растворяет даже стекло.

Ещё одной суперкислотой является плавиковая. Она не имеет цвета и, подобно предыдущему веществу, способна разъедать стекло. Для перевозки этого едкого соединения применяют полиэтилен. Вещество прекрасно вступает в реакцию с большинством металлов, но не взаимодействует с парафином. Соединение токсично, даже его пары опасны для здоровья. Кислота обладает эффектом наркотика.

Самое известное сильное вещество — серная кислота. Из-за больших производственных объёмов некоторые химики считают именно её самой опасной в мире.

По мере того как увеличивается концентрация реагента, растёт и его опасность для здоровья человека, хотя даже растворы серного кислотного соединения могут нанести серьёзный вред. Это вещество окисляет металлы и является крайне едким, даже пары реагента очень опасны.

При контакте происходит поражение кожи и слизистых оболочек, органов дыхания, а также внутренних органов человека.

Часто используемая в быту муравьиная кислота тоже относится к ядовитым химикатам. Эта ситуация объясняется тем, что опасность возникает только при высокой концентрации вещества. В обычных условиях оно бесцветно, легко образует водные растворы, а также успешно растворяется в ацетоне.

При концентрации меньше 10% реагент вызывает только раздражение. Если же этот показатель повышен, то соединение может разъесть ткани и множество других веществ. Его пары повреждают глаза, слизистые оболочки и дыхательные пути.

При попадании внутрь организма наступает серьёзное отравление. Но в минимальных концентрациях реагент успешно перерабатывается и выводится из организма. В небольших дозах оно присутствует во фруктах, выделениях насекомых, крапиве.

При воздействии высокой температуры или света азотная кислота распадается, превращаясь в довольно токсичный газ. У вещества не возникает химической реакции со стеклом, а потому этот материал применяют для хранения реагента. Создателем ядовитого соединения является алхимик Джабир.

Кривые титрования

Кривые титрования представляют собой график зависимости параметра вещества, который связан с концентрацией реагента, подвергающегося титрованию, титранта или продукта химической реакции, от степени протекания процесса. Если проходит кислотно-основная реакция, то показателем концентрации каждого её участка является уровень рН.

Существуют теоретические и экспериментальные кривые. Теоретические используются для того, чтобы обосновать выбор индикатора.

Их расчёт осуществляется по уравнению реакции и данным об исходной концентрации соединений, вступающих в реакцию. Экспериментальные кривые позволяют определить точки эквивалентности.

Их получают путём измерения одного из свойств системы в процессе титрования.

Протекание и результат химических реакций, в которые вступает любая кислота, напрямую зависят от того, является это вещество сильным или слабым. В специальных химических таблицах приведены наименования самых распространённых соединений, что позволяет безошибочно определить силу реагента.

Источник: https://nauka.club/khimiya/silnie-i-slabie-kisloty.html

Как решать задачи с участием кислот и оснований

Задача 140. Написать формулы ангидридов указанных кислот: H2SO4; H3BO3; Н4P2O7; НОСI; HMnO4. Решение:Ангидридами кислот называют оксиды, которые при взаимодействии с водой образуют кислоту.

Тогда

H2SO4 – серная кислота, которой соответствует ангидрид SO3;H3BO3 – ортоборная кислота, которой соответствует ангидрид B2O3;H4P2O7 – тетраметафосфорная кислота, которой соответствует ангидрид P2O5;HOCl – хлорноватистая кислота, которой отвечает ангидрид Cl2O;HMnO4 – марганцевая кислота, которой отвечает ангидрид Mn2O7. 

 Задача 141. Написать формулы оксидов, соответствующих указанным гидроксидам: H2SiО3; Сu(ОН)2; Н3АsО4; Н2WO4; Fе(ОН)3.Решение:

H2SiО3 – кремниевая кислота, которой соответствует оксид SiO2;Сu(ОН)2 – гидроксид меди (II), которому соответствует оксид CuO;Н3АsО4 — мышьяковая кислота, которой соответствует оксид As2O5; Н2WO4 – вольфрамовая кислота, которой соответствует оксид WO3; Fе(ОН)3 – гидроксид железа (III), которому соответствует оксид Fe2O3.

Задача 142. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения: 

Решение: 

Задача 143. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: 

Решение: 

Задача 144. Какие из указанных газов вступают в химическое взаимодействие с раствором щелочи: НСI, Н2S, NO2, N2, С12, СН4, SO2, NH3? Написать уравнения соответствующих реакций.

Решение:С раствором щёлочи в обычных условиях реагируют следующие газы: НСI, Н2S, NO2,  С12,  SO2. Азот (N2), метан (СН4) и аммиак (NH3) в обычных условиях не взаимодействуют с раствором щёлочи.

Уравнения реакций: 

Задача 145. Какие соли можно получить, имея в своем распоряжении CuSO4, AgNO3, К3PO4, ВаСI2? Написать уравнения реакций и назвать полученные соли.Решение:Имея в своём распоряжении CuSO4, AgNO3, К3PO4, ВаСI2 можно получить следующие соли:

• а) При взаимодействии CuSO и К3PO4 образуется нерастворимая соль ортофосфат меди: 
• 3CuSO4 + 2К3PO4 = Cu3(PO4)2↓ + 3K2SO4 
• б) Реакция CuSO4 с ВаСI2 протекает с выпадением в осадок нерастворимого сульфата меди: 
• CuSO4 + ВаСI2 = BaSO4↓ + CuCl2 
• в) при взаимодействии AgNO3 и К3PO4 образуется нерастворимая соль фосфата серебра: 
• 3AgNO3 и К3PO4 = Ag3PO4↓ + 3KNO3 
• г) При сливании растворов AgNO3 и ВаСI2 выпадает осадок нерастворимого хлорида серебра: 
• 2AgNO3 + ВаСI2 = 2AgCl↓ + Ba(NO3)2
• д) При сливании растворов К3PO4 и ВаСI2 выпадает осадок нерастворимого ортофосфата бария: 
• 2К3PO4 + 3ВаСI2 = Ba3(PO4)3↓ + 6KCl. 
• Таким образом, можно получить следующие нерастворимые соли: Cu3(PO4)2 – ортофосфат меди (II); BaSO4 – сульфат бария; Ag3PO4 – ортофосфат серебра; AgCl – хлорид серебра; Ba3(PO4)2 – ортофосфат бария.

Задача 146. Назвать следующие соединения: К2О2, МnO2, ВаО2, МnО, СrO3, V2O5.Решение:

а) К2О2 – пероксид калия;б) МnO2  — оксид марганца (IV);в) ВаО2 – пероксид бария;г) МnО – оксид марганца (II);

д) СrO3 – оксид хрома (VI);

е) V2O5 – оксид ванадия (V).

 Задача 147. Как доказать амфотерный характер ZnO, А12O3, Sn(ОН)2, Cr(ОН)3?Решение:а) ZnO – оксид цинка – амфотерный оксид, который реагирует с кислотами, образуя соль и воду, с основаниями – цинкаты. 

 б) А12O3 – оксид алюминия – амфотерный оксид, который реагирует с кислотами с образованием соли и воды, с основаниями – алюминаты.

 в) Sn(ОН)2 – гидроксид олова (II) – амфотерный гидроксид, который реагирует с кислотами, образуя соль и воду, с основаниями – тригидроксостаннаты (II).

г) Cr(ОН)3 – гидроксид хрома (III) амфотерный гидроксид, который реагирует с кислотами, образуя соль и воду, с концентрированным раствором NaOH – гексагидроксохрома-ты (III). 

Задача 148. Можно ли осуществить в растворах указанные ниже реакции:

1. Решение:а) Хлорид бария и другие его растворимые соли являются качественными реактивами на обнаружение ионов SO42-  В результате реакции выпадает осадок нерастворимого сульфата бария: 
2.  CuSO4 + ВаСI2 = BaSO4↓ + CuCl2
3.  б) Сульфид железа нерастворимая соль, поэтому при приливании к нему раствора сульфата калия реакция не идёт. Потому что в растворе находятся только ионы K+ и  SO42-, которые образуются при диссоциации сульфата калия, как сильного электролита:
4. K2SO4 ⇔ 2K+ + SO42-
5. Ионы K+ и SO42-  не связываются с ионами воды H+, OH- и молекулами FeS – реакция не идёт.
6. в) AgCl – нерастворимая соль, поэтому при приливании к ней раствора KNO3 реакция не идёт. Потому что в растворе находятся только ионы K+ и NO3- , которые образуются при диссоциации сильного электролита нитрата калия: 
7. KNO3 ⇔ K+ + NO3- 
8. Ионы K+ и NO3-  не связываются с ионами воды H+, OH- и молекулами AgCl – реакция не идёт.

Источник: http://buzani.ru/zadachi/khimiya-glinka/1091-osnovaniya-i-kisloty-zadachi-328

А 11. химические свойства кислот и оснований — химичим!!!

Немного теории Кислоты ― это сложные вещества, образованные атомами водорода, способными замещаться на атомы металла и кислотными остатками. Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых образуются только катионы водорода и анионы кислотных остатков. Классификация кислот по составу Кислородсодержащие кислоты Бескислородные кислоты H2SO4 серная кислота H2SO3 сернистая кислота HNO3 азотная кислота H3PO4 фосфорная кислота H2CO3 угольная кислота H2SiO3 кремниевая кислота HF фтороводородная кислота HCl хлороводородная кислота (соляная кислота) HBr бромоводородная кислота HI иодоводородная кислота H2S сероводородная кислота Классификация кислот по числу атомов водорода К И С Л О Т Ы Одноосновные Двухосновные Трехосновные HNO3 азотная HF фтороводородная HCl хлороводородная HBr бромоводородная HI иодоводородная H2SO4 серная H2SO3 сернистая H2S сероводородная H2CO3 угольная H2SiO3 кремниевая H3PO4 фосфорная Классификация кислот на сильные и слабые кислоты. Сильные кислоты Слабые кислоты HI иодоводородная HBr бромоводородная HCl хлороводородная H2SO4 серная HNO3 азотная HF фтороводородная H3PO4 фосфорная H2SO3 сернистая H2S сероводородная H2CO3 угольная H2SiO3 кремниевая Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды: Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды: Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ: Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей: (в данном случае образуется неустойчивая угольная кислота , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ) Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты  любой концентрации и концентрированной серной кислоты ), если образующаяся соль растворима: С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе: Кислоты диссоциируют с образованием катиона водорода, что приводит к изменению окраски индикаторов: — лакмус становится красным- метилоранж становится красным.1. водород+неметаллH2+ S → H2S2. кислотный оксид+вода P2O5 + 3H2O→2H3PO4Исключение:2NO2 + H2O→HNO2 + HNO3  SiO2 + H2O —не реагирует3. кислота+сольВ продукте реакции должен образовываться осадок, газ или вода. Обычно более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из солей. Если соль нерастворима в воде, то она реагирует с кислотой, если образуется газ.Na2CO3 + 2HCl→2NaCl + H2O + CO2↑K2SiO3 + H2SO4→K2SO4 + H2SiO3↓Основания(осно́вные гидрокси́ды) — сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы      (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН−. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами.1. По растворимости в воде. Растворимые основания(щёлочи): гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид бария Ba(OH)2, гидроксид стронция Sr(OH)2, гидроксид цезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH. Практически нерастворимые основания : Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов2. По количеству гидроксильных групп в молекуле. — Однокислотные (гидроксид натрия NaOH)- Двукислотные (гидроксид меди(II) Cu(OH)2)- Трехкислотные (гидроксид железа(III) In(OH)3)3. По летучести. — Летучие: NH3- Нелетучие: щёлочи, нерастворимые основания.4. По стабильности. — Стабильные: гидроксид натрия NaOH, гидроксид бария Ba(OH)2- Нестабильные: гидроксид аммония NH3·H2O (гидрат аммиака).5. По степени электролитической диссоциации. — Сильные (α > 30 %): щёлочи.- Слабые (α < 3 %): нерастворимые основания. Взаимодействие сильноосновного оксида с водой позволяет получить сильное основание или щёлочь. Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя. Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы. Также основание можно получить при взаимодействия щелочного или щелочноземельного металла с водой. Гидроксиды щелочных металлов в промышленности получают электролизом водных растворов солей: Некоторые основания можно получить обменными реакциями: В водных растворах основания диссоциируют, что изменяет ионное равновесие: это изменение проявляется в цветах некоторых кислотно-основных индикаторов:лакмус становится синим,метилоранж — жёлтым,фенолфталеин приобретает цвет фуксии. При взаимодействии с кислотой происходит реакция нейтрализации и образуется соль и вода: Примечание: реакция не идёт, если и кислота и основание слабые. При избытке кислоты или основания реакция нейтрализации идёт не до конца и образуются кислые или осно́вные соли, соответственно: Растворимые основания могут реагировать с амфотерными гидроксидами с образованием гидроксокомплексов: Основания реагируют с кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей: Растворимые снования вступают в обменные реакции с растворимыми солями: Нерастворимые основания при нагреве разлагаются:

Источник: https://www.sites.google.com/site/himia64/gia-1/a-11-himiceskie-svojstva-kislot-i-osnovanij

Чем отличаются кислоты от щелочей

Слово «кислота» происходит от латинского слова «кислый». Некоторые продукты с нашего стола, к примеру, уксус или лимонный сок, — кислоты. Основание — соединение, химически противоположное кислоте, и при реакции с кислотой дает нейтральное соединение — соль. Растворимые в воде основания называются щелочами.

В цитрусовых плодах — грейпфрутах, апельсинах лимонах — содержатся лимонная и аскорбиновая кислоты. Пчелиный яд – кислота. Нейтрализовать её можно основанием. В цитрусовых плодах – грейпфрутах, апельсинах, лимонах – содержится лимонная и аскорбиновая кислоты.
Кислоты содержат атомы водорода (катион) и кислотный остаток (анион).

Щелочи содержат атомы металла (катион) и гидрокисильную группу ОН (анион). Это базовые определения.

Кислоты и щёлочи отличают по показателям pH (шкала pH). Ниже Вы видите картинку – это специальная шкала, на которой имеются числа от 0 и до 14.

Нулём обозначают самые сильные кислоты, а четырнадцатью – самую сильную щёлочь.

Но какая же середина между этими числами? Может быть 5, может быть 7, а может быть 10? Серединой принято считать число 7 (нейтральное положение). То есть числа до 7 это все кислоты, а больше 7 это щёлочи.

Именно для этой шкалы разработаны специальные индикаторы — лакмусы. Это обычная полоска, которая реагирует на среду. В кислотной среде она окрашивается в красный цвет, а в щелочной среде – в синий цвет. Она необходима не только в химии, но и в быту.

Например, если у Вас есть аквариум, то немаловажную роль играет кислотность воды. От неё зависит вся жизнь аквариума. К примеру, показатель кислотности воды для аквариумных рыбок колеблется от 5 до 9 рН. Если будет больше или меньше, то рыбка будет чувствовать себя не комфортно, а может и вовсе умереть. Всё тоже самое и с растениями для аквариумов…

Кислоты

Кислоты — это соединения, содержащие водород и образующие ионы водорода (Н+) при растворении в воде. Ионы — это частицы с электрическим зарядом (см. статью «Химические связи»). Именно ионы придают кислотам их свойства, но существовать они могут только в растворе. Следовательно, свойства кислот проявляются исключительно в растворах.

Молекула серной кислоты (H2SO4) состоит из атомов водорода, серы и кислорода. В состав соляной кислоты (НСl) входят водород и хлор. Кислота считается сильной, если большинство ее молекул распадаются в ра­створе, выделяя ионы водорода. Соляная, серная, азотная кислоты относятся к сильным.

На контейнерах с сильными кислотами ставятся принятые во всем мире символы, означающие «опасно» и «высокая активность»Сила кислоты измеряется числом рН — водородным показателем. Сильные кислоты очень агрессивны; попав на поверхность пред­мета или на кожу, они прожигают её.

На контейнерах с сильными кислотами ставятся принятые во всем мире символы, означающие «опасно» и «высокая активность».

Такие кислоты, как лимонная или уксусная, т.е. произведенные живыми организмами, называются органическими. Кислоты широко применяются в хими­ческой и медицинской промышленности, в производстве продуктов питания и синтетических волокон. Виноградный уксус содержит слабую кислоту, называемую уксусной.

В помидорах есть органическая салициловая кислота. В цветных пятнах на коже морских улиток содержится кислота с неприятным вкусом, отпугивающая хищников. Для всех кислот характерно сходное по­ведение в химических реакциях. Напри­мер, при реакциях кислот с основаниями образуется нейтральное соединение — соль и вода.

Когда в муку, содержащую пекарный порошок, добавляют воду, кислота и карбонат порошка вступают в реакцию, углекислый газ начинает выделятся в виде пузырьков, и это помогает тесту подниматься.

рН и индикаторы

Сила кислот и оснований определяет­ся числом рН. Это мера концентрации ионов водорода в растворе. Число рН изменяется от 0 до 14. Чем меньше рН, тем выше концентрация водо­родных ионов. Раствор, рН которого меньше 7, — кис­лота. Апельсиновый сок имеет рН 4, значит, это кислота.

Вещества с рН = 7 нейтральны, а вещества с рН больше 7 — основания или щелочи. рН кислоты или щелочи можно определить с помощью индикатора. Индикатор — это вещество, меняющее цвет при контакте с кислотой или щелочью. Так лакмус краснеет в кислоте и синеет в щелочи.

Кислота окрашивает синюю лакмусовую бумажку в красные цвет, а красная лакмусовая бумажка в щелочи становится синей или фиолетовой. Лакмус получают из примитивных растений, называемых лишайниками.

Другие растения, например, гортензия и краснокочанная капуста, также являются природными индикаторами.

Так называемый универсальный индикатор – это смесь нескольких красок. Он меняет цвет в зависимости от pH вещества. Он становится красным, оранжевым или желтым в кислотах, зеленым или желтым в нейтральных растворах и синим или фиолетовым в щелочах.

Серная кислота

Серная кислота играет важную роль в промышленности, прежде всего в производстве удобрений на основе суперфосфатов и сульфата аммония. Она также ис­пользуется в производстве синтетических волокон, красителей, пластмасс, лекарств, взрывчатых веществ, моющих средств, автомобильных аккумуляторов.

Когда-то серную кислоту называли минеральной кислотой, так как ее получали из серы — вещества, встречающегося в земной коре в виде минерала. Серная кислота очень активна и агрессивна.

При растворении в воде она выделяет много тепла, поэтому ее нужно вливать в воду, но не наоборот — тог­да кислота растворится, а вода по­глотит тепло. Она — мощный окислитель, т.е. при реакциях окисления она отдает кислород другим веществам. Серная кислота также является осушителем, т.е.

забирает воду, связанную с другим веществом. Когда сахар (C12H22O11) растворяется в концентрированной серной кислоте, кислота забирает у сахара воду, и от сахара остается пенящаяся масса черного угля.

Кислоты в почве

Цветы гортензии на кислотной по­чве синие, а на щелочной — розовыеКислотность почвы зависит от характера образовавших ее пород и от растущих на ней растений. На меловых и известняковых по­родах почва обычно щелочная, а на лугах, в песчаных и лесистых районах она более кислая.

Там, где почвы чересчур кислотные, в них добавляют измельченный известняк или гашеную известь (гидроксид кальция), т.е. основания, которые нейтрализуют кислоты почвы. Такие растения, как рододендроны и азалии хорошо растут на кислотных почвах.

Цветы гортензии на кислотной почве синие, а на щелочной — розовые. Гортензия – природный индикатор. На кислотных почвах её цветы синие, а на щелочных розовые.

В настоящее время в химии принята теория Брёнстеда — Лоури и Льюиса, которая определяет кислоты и основания.

В соответствии с этой теорией, кислоты — это вещества, способные отщеплять протон, а основания — отдавать электронную пару OH−.

Можно сказать, что под основаниями понимают соединения, которые при диссоциации в воде образуют только анионы вида OH−. Если совсем просто, то щелочами называют соединения, состоящие из металла и гидроксид-иона OH−.

К щелочам принято относить гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. Все щелочи — это основания, но не наоборот, нельзя считать определения «основание» и «щелочь» синонимами.
Правильное химическое название щелочей — гидроксид (гидроокись), например, гидроокись натрия, гидроксид калия.

Часто употребляются также названия, которые сложились исторически. Ввиду того, что щелочи разрушают материалы органического происхождения — кожу, ткани, бумагу, древесину, их называют едкими: например, едкий натр, едкий барий.

Однако понятием «едкие щелочи» химики определяют гидроксиды щелочных металлов — лития, натрия, калия, рубидия, цезия.

Свойства щелочей

Щелочи — твердые вещества белого цвета; гигроскопичные, водорастворимые. Растворение в воде сопровождается активным выделением тепла. Вступают в реакции с кислотами, образуя соль и воду.

Эта реакция нейтрализации является важнейшей из всех свойств щелочей.

Кроме этого, гидроксиды реагируют с кислотными оксидами (образующими кислородосодержащие кислоты), с переходными металлами и их оксидами, с растворами солей.

Гидроксиды щелочных металлов растворяются в метиловом и этиловом спиртах, способны выдерживать температуры до +1000 °С (за исключением гидроксида лития).

Гидроксид натрия (едкий натр) используется в чистящих жидкостях, а также (как и гидроксид калия) для производства мыла. Мыло — это соль, образующаяся при реакции щелочей с кислотами растительных жиров. Жало осы выпускает щелочь, которую можно нейтрализовать кислотой, например уксусом.

Щелочи — активные химические реагенты, поглощающие из воздуха не только водяные пары, но и молекулы углекислого и сернистого газа, сероводорода, диоксида азота.

Поэтому хранить гидроксиды следует в герметичной таре или, например, доступ воздуха в сосуд со щелочью организовать через хлоркальциевую трубку. В противном случае хим.

реактив после хранения на воздухе будет загрязнен карбонатами, сульфатами, сульфидами, нитратами и нитритами.

Если сравнивать щелочи по химической активности, то она увеличивается при движении по столбцу таблицы Менделеева сверху вниз.

Концентрированные щелочи разрушают стекло, а расплавы щелочей — даже фарфор и платину, поэтому растворы щелочей не рекомендуется хранить в сосудах с пришлифованными стеклянными пробками и кранами, так как пробки и краны может заклинить. Хранят щелочи, обычно, в полиэтиленовых емкостях.

Именно щелочи, а не кислоты, вызывают более сильные ожоги, так как их сложнее смыть с кожи и они проникают глубоко в ткань. Смывать щелочь надо неконцентрированным раствором уксусной кислоты. Работать с ними необходимо в средствах защиты. Щелочной ожог требует немедленного обращения к врачу!

Применение щелочей
— В качестве электролитов.
— Для производства удобрений.
— В медицине, химических, косметических производствах.

— В рыбоводстве для стерилизации прудов.

Источник: https://masterokblog.ru/?p=22447

Химические свойства оснований — урок. Химия, 8–9 класс

Химические свойства гидроксида металла во многом зависят от того, к какой группе он принадлежит — к щелочам или к нерастворимым основаниям.

Общие химические свойства щелочей

1. Кристаллы щелочей при растворении в воде полностью диссоциируют, то есть распадаются на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы.

• A) Например, при диссоциации гидроксида натрия образуются положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные гидроксид-ионы:
• NaOH→Na++OH−.
• Б) Процесс диссоциации гидроксида кальция отображается следующим уравнением:
• Ca(OH)2→Ca2++2OH−.

2. Растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.

Фактически с индикатором взаимодействуют гидроксид-ионы, содержащиеся в растворе любой щёлочи. При этом протекает химическая реакция с образованием нового продукта, признаком протекания которой является изменение окраски вещества.

Изменение окраски индикаторов в растворах щелочей

Индикатор	Изменение окраски индикатора
Лакмус	Фиолетовый лакмус становится синим
Фенолфталеин	Беcцветный фенолфталеин становитсямалиновым
Универсальныйиндикатор	Универсальный индикатор становитсясиним

Видеофрагмент:

Действие щелочей на индикаторы

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

Реакции обмена между щелочами и кислотами называют реакциями нейтрализации.

А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с соляной кислотой образуются хлорид натрия и вода: NaOH+HCl→NaCl+H2O.

Видеофрагмент:

Взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой

Б) Если нейтрализовать гидроксид кальция азотной кислотой, образуются нитрат кальция и вода:

Ca(OH)2+2HNO3→Ca(NO3)2+2H2O.

4. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль и воду.

А) Например, при взаимодействии гидроксида кальция с оксидом углерода((IV)) т. е. углекислым газом, образуются карбонат кальция и вода:

Ca(OH)2+CO2→CaCO3↓+H2O.

Обрати внимание!

Б) При взаимодействии гидроксида натрия с оксидом фосфора((V)) образуются фосфат натрия и вода:

6NaOH+P2O5→2Na3PO4+3H2O.

5. Щёлочи могут взаимодействовать с растворимыми в воде солями.

Обрати внимание!

Реакция обмена между основанием и солью возможна в том случае, если оба исходных вещества растворимы, а в результате образуется хотя бы одно нерастворимое вещество (выпадает осадок).

1. А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с сульфатом меди((II)) образуются сульфат натрия и гидроксид меди((II)):
2. 2NaOH+CuSO4→Na2SO4+Cu(OH)2↓.
3. Б) При взаимодействии гидроксида кальция с карбонатом натрия образуются карбонат кальция и гидроксид натрия:
4. Ca(OH)2+Na2CO3→CaCO3↓+2NaOH.

6. Малорастворимые щёлочи при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

Например, если нагреть гидроксид кальция, образуются оксид кальция и водяной пар:

Ca(OH)2⟶t°CaO+H2O↑.

Общие химические свойства нерастворимых оснований

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

• А) Например, при взаимодействии гидроксида меди((II)) с серной кислотой образуются сульфат меди((II)) и вода:
• Cu(OH)2+H2SO4→CuSO4+2H2O.
• Б) При взаимодействии гидроксида железа((III)) с соляной (хлороводородной) кислотой образуются хлорид железа((III)) и вода:
• Fe(OH)3+3HCl→FeCl3+3H2O.
• Видеофрагмент:

Взаимодействие гидроксида железа((III)) с соляной кислотой

2. Некоторые нерастворимые основания могут взаимодействовать с некоторыми кислотными оксидами, образуя соль и воду.

Например, при взаимодействии гидроксида меди((II)) с оксидом серы((VI)) образуются сульфат меди((II)) и вода:

Cu(OH)2+SO3⟶t°CuSO4+H2O.

3. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

1. А) Например, при нагревании гидроксида меди((II)) образуются оксид меди((II)) и вода:
2.  Cu(OH)2⟶t°CuO+H2O.
3. Видеофрагмент:

Разложение гидроксида меди((II))

Б) Гидроксид железа((III)) при нагревании разлагается на оксид железа((III)) и воду:

2Fe(OH)3⟶t°Fe2O3+3H2O.

Источник: https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/klassy-neorganicheskikh-veshchestv-14371/osnovaniia-13717/re-6ae58f88-00cd-4a96-a47e-45022b0a2b13

Лекции ХФ

Для описания химического взаимодействия чащевсего используют концепцию «кислот» и«оснований» «Кислота» и «основание» — термодинамическиекатегории21.12.2012М.А. Проскурнин – Лекция 2. Равновесие и титриметрия221.12.

2012«Кислота» – молекула, ион, частица,которая имеет сродство к электронам(акцептор электронов)«Основание» — молекула, ион, частица,которая склонна предоставлять электроны(донор электронов)При взаимодействии «кислота» переходитв «основание», а «основание» – в«кислоту»М.А.

Проскурнин – Лекция 2.

Равновесие и титриметрия3Первая современная теория — Сванте Аррениуса(1887)кислота – вещество, диссоциирующее собразованием протона;основание — вещество, диссоциирующее собразованием гидроксил-иона21.12.2012М.А. Проскурнин – Лекция 2.

Равновесие и титриметрия4Кислота – акцептор электронных парОснование – донор электронных пар Н 2ОН + + :ОН  21.12.2012М.А. Проскурнин – Лекция 2. Равновесие и титриметрия5Кислота – частица, отдающая протонОснование – частица, принимающая протон+  Н 2О  Н 2ОН 3O  ОН Томас ЛоуриЙоханнес Брёнстед(Великобритания)(Дания)21.12.

2012М.А. Проскурнин – Лекция 2. Равновесие и титриметрия6Кислота – частица (молекула, ион), отдающая протон;Основание – частица (молекула, ион), принимающаяпротон.

Кислотами и основаниями могут бытьМолекулы: HCl ↔ H+ + ClNH3 + H+ ↔ NH4+катионы: [Al(H2O)6]3+ ↔ H+ + [Al(H2O)5OH]2+[Zn(OH)(H2O)5]+ + H+ ↔ [Zn(H2O)6]2+анионы: HSO4- ↔ H+ + SO42CO32- + H+ ↔ HCO3Обратите внимание: выше приведены т.н.полуреакции21.12.2012М.А.

Проскурнин – Лекция 2.

Равновесие и титриметрия7СопряжениеКаждой кислоте соответствует сопряженное с нейоснование и наоборотНА  Н+ + А-НА/A- — сопряженная кислотно-основная(протолитическая) параH3O+  H+ + H2OCH3COOH  H+ + CH3COONH4+  H+ + NH3HSO4-  H+ + SO4221.12.2012М.А. Проскурнин – Лекция 2. Равновесие и титриметрия8H+ + CO32- ↔ HCO3- + H+ ↔ H2CO3H+ + PO43- ↔ HPO42- + H+ ↔ H2PO4-H+ + CH3COO- ↔ CH3COOH + H+ ↔ CH3COOH2+NH2CH2COOH ↔ NH3+CH2COO–Цвиттер-ион21.12.2012М.А.

Проскурнин – Лекция 2.

Проскурнин, Химфак МГУ11Природа кислотно-основных пар в протолитическом равновесииникак не ограниченаКислотно-основное взаимодействие часто проходит с участиемрастворителя21.12.2012М.А.

Проскурнин, Химфак МГУ12Способность проявлятьсобственные кислотныеили основные свойстваДиэлектрическаяпроницаемость• Определяет роль в системе• Нивелирующее и дифференцирующее действие• Определяет ионизацию и диссоциациюСпособность кобразованию водородныхсвязейЭлектродонорные иэлектроакцепторныесвойстваСтруктурные свойства21.12.2012М.А. Проскурнин, Химфак МГУ131.2.3.21.12.

2012Апротонные – не имеют протонов или константыкрайне малы: CCl4, CS2, бензол, толуол,диметилсульфоксид, хлороформ (по сутипротогенный)Протофильные — либо могут только принимать,либо способность отдавать крайне мала: пиридин,жид.

NaOH, жид. аммиак и анилин (по сутиамфипротные), Протогенные — либо могут толькоотдавать, либо способность принимать крайнемала (жид. HHal, хлороформ (часто считаютапротонным), б/в H2SO4 и CH3COOH (по сутиамфипротные)Амфипротные принимают и отдают: вода, спиртыМ.А.

Проскурнин, Химфак МГУ14SH + SH ↔ SH2+ + S-ион лиония ион лиатаNH3 + NH3 ↔ NH4+ + NH2CH3OH + CH3OH ↔ CH3OH2+ + CH3OН2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОНион гидроксония гидрат ионКонстанта автопротолизаК0 = аSH2+ аS- / a2SHК0SH = аSH2+ аS-;21.12.2012К0W = аH3O+ ·аOH-М.А.

Проскурнин – Лекция 2.

Равновесие и титриметрия15KW = 0,13.10-14 (t = 00C)1,0.10-14 (t = 250C)48.10-14 (t = 1000C)16Константы автопротолиза некоторых растворителей(t=250C)ВеществоKSHВеществоKSHH2SO4 (б/в)1.10-4CH3OH2.10-17HCOOH6.10-7C2H5OH8.10-20H2O1.10-14NH3 (ж)1.10-22CH3COOH4.

10-15N2H42.10-2517Протолитическоевзаимодействие сильное,сила кислот и основанийпочти как в воде, ионныепары редки21.12.2012Протолитическоевзаимодействие слабое,сила кислот и основанийснижена, электролитысуществуют в виде ионныхпарМ.А. Проскурнин – Лекция 2.

Равновесие и титриметрия18.

Источник: https://studizba.com/files/show/pdf/37219-1-iii-03-kisloty-i-osnovaniya.html