Различия в определении кислот и оснований

Класс веществ	Определение кислот и оснований
По Аррениусу	По Бренстеду	По Льюису
Кислоты	Отдают H+	Отдают H+	Принимают электронные пары
Основания	Отдают OH-	Принимают H+	Отдают электронные пары

 

Название оснований состоит из слова “гидроксид” – названия гидроксильной группы и названия металла в родительном падеже, из которого образован ион металла с указанием степени окисления: Fe (OH)₂ – гидроксид железа (II), Fe (OH)₃ – гидроксид железа (III). В зависимости от числа гидроксогрупп основания подразделяют на однокислотные (KOH, NaOH) и многокислотные (Ba (OH)₂, Fe (OH)₃).

Гидроксиды делят на две группы: растворимые в воде – щелочи (образованные щелочными и щелочно-земельными металлами) и нерастворимые в воде.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

 

1. Самой типичной реакцией оснований является взаимодействие с кислотами (или реакция нейтрализации). В неё вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

 

KOH + HBr → KBr + H₂O

 

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ +2H₂O

2. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

 

Cu (OH)₂ +CO₂ = CaCO₃↓ +H₂O

 

2NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + H₂O (при нагревании)

3. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

t°C

Cu (OH)₂ → CuO +H₂O

 

4. Основания взаимодействуют с солями:

 

Ca(H₂PO₄)₂ + 2Ca(OH)₂ = Ca₃(PO₄)₂↓ + 4H₂O

 

Амфотерные гидроксиды

 

Амфотерными гидроксидами называют соединения, которые обладают как кислотными, так и основными свойствами.

Свойства амфотерных гидроксидов можно проиллюстрировать следующей схемой:

Гидроксид алюминия

 

В роли кислоты: H₃AlO₃ → H₂O + HAlO₂

↓↑

H⁺ + AlO₂^-

 

В роли основания: Al (OH)₃ ↔Al³⁺ +3OH^-

 

В зависимости от того, с более сильными основаниями или с более сильной кислотой взаимодействует гидроксид алюминия, алюминий входит в продукт реакции нейтрализации в виде аниона (AlO₂^-) или катиона (Al³⁺)

 

H₃AlO₃ + NaOH = HAlO₂ + H₂O +NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O

 

Al (OH)₃↓ +3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

 

В щелочной среде алюминий является кислотообразователем, что характерно для неметаллов; в кислой среде алюминий проявляет свойства металла и образует ион алюминия.

Амфотерные свойства проявляют гидроксиды переходных металлов различных групп периодической таблицы:

 

Zn(OH)_2, Be(OH)_2, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂ Cr(OH)₃

 

Основные и кислотные свойства у амфотерных оснований проявляются слабо.

 

П о л у ч е н и е о с н о в а н и й

 

Растворимые основания (щелочи) получают электролизом водных растворов хлоридов (в технике):

 

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + Cl₂↑ + H₂↑

 

или соответствующих металлов I и II групп периодической таблицы или их оксидов с водой (в лаборатории):

 

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

K₂O +H₂O = 2KOH

 

Нерастворимые основания обычно получают реакцией обмена между солями и основаниями:

 

CuSO₄ +2KOH = Cu (OH)₂↓ + K₂SO₄

 

Реакция идет, так как образуется труднорастворимое основание Cu(OH)₂ (принцип Бертло-Михайленко).

 

Кислоты

 

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называют соединения, образующие в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода H⁺:

HCl (воды) ↔H⁺ + Cl^- HNO₃↔ H⁺ + NO₃^-

 

Кислоты в воде диссоциируют на катионы водорода и анионы - кислотные остатки.

Изучение неводных растворов различных веществ показало, что характерные признаки кислот (кислотность, отношение к индикаторам) наблюдаются и в таких растворах, в которых отсутствуют ионы водорода. Всё это привело к возникновению новых теоретических положений в определении кислот.

Согласно протонной теории кислот и оснований И. Бренстеда, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, что можно выразить уравнением реакции: кислота→ основание + H⁺.

Согласно этой теории, любая кислота является донором протонов H⁺, а основании, как указывалось выше, - акцептором протонов.

Более общее определение кислот и оснований дано Г. Льюисом, предложившим, что кислотно-основные взаимодействия необязательно происходят с переносом протона, основная роль при этом отводиться участию электронных пар.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Например, фторид алюминия AlF₃ – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

 

AlF₃ +:NH₃ →[AlF₃]: [NH₃]

 

В таблице 4 представлены результаты сопоставлений определений кислот и оснований, используемые в настоящее время.

 

Номенклатура кислот

Поскольку существуют различные определения кислот, то их классификация и номенклатура довольно условны.

Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла прибавлением окончаний -ная, -вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере снижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая.

 

HClO₄ – хлорная H₂SO₄ - серная

HClO₃ - хлорноватая H₂SO₃ - сернистая

HClO₂ - хлористая

HClO₁ – хлорноватистая

 

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением слова – “ водородная” через соединительную “о”.

HF – фтороводородная (плавиковая)

H₂S – сероводородная

HCl – хлороводородная (соляная)

 

По числу содержащихся в кислотах атомов водорода, способных замещаться на металл, кислоты подразделяются на: одноосновные – HNO₃, HCl, двухосновные – H₂SO₄, H₂S, и трехосновные –H₃PO₄.

При диссоциации многоосновных кислот ионы водорода отщепляются постепенно:

H₃ PO₄ ↔ H⁺ +H₂ PO₄^_

H₂ PO₄ ^- ↔ H⁺ +HPO₄^2‑

HPO₄^2‑ ↔ H⁺ +PO₄^3‑

Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном взаимодействии неметаллов с водородом с последующим растворением в воде. Кислородосодержащие кислоты могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой:

SO₃ +H₂O=H₂SO₄

Кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

t°C

NaNO₃ +H₂SO₄ = HNO₃ +NaHSO₄

 

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

 

Химические свойства кислот можно разделить на две группы. Общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах ионов H⁺, и специфические, т. е. характерные для конкретных кислот.

К первому типу свойств кислот относятся реакции взаимодействия с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

 

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑ или Fe + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂ ↑

 

Ион водорода может вступать не только в реакции окисления-восстановления, а также в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленную пару электронов

(кислотно-основное взаимодействие):

H⁺ +:NH₃ → [NH₄]⁺

В таблице 5 представлены важнейшие кислоты и наименование их солей.

Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и солями:

H₂SO₄ + CaO = CaSO₄ + H₂O

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

H₂SO₄+BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl

 

 

Таблица 5