Кислотные свойства это какие
Кислотными свойствами называют те, которые наиболее сильно проявляются в данной среде. Их существует целый ряд. Необходимо уметь определять кислотные свойства спиртов и других соединений не только для выявления содержания в них соответствующей среды. Это также важно для распознавания изучаемого вещества.
Существует множество тестов на наличие кислотных свойств. Наиболее элементарный — погружение в вещество индикатора — лакмусовой бумаги, которая реагирует на содержание водорода, розовея или краснея. Причем более насыщенный цвет демонстрирует более сильную кислоту. И наоборот.
Кислотные свойства усиливаются вместе с увеличением радиусов отрицательных ионов и, следовательно, атома. Это обеспечивает более легкое отщепление частиц водорода. Это качество является характерным признаком сильных кислот.
Существуют наиболее характерные кислотные свойства. К ним относятся:
— диссоциация (отщепление катиона водорода);
— разложение (образование кислотного оксида и воды под воздействием температуры и кислорода);
— взаимодействие с гидроксидами (в результате которого образуются вода и соль);
— взаимодействие с оксидами (в результате также образуются соль и вода);
— взаимодействие с металлами, предшествующими водороду в ряду активности (образуется соль и вода, иногда с выделением газа);
— взаимодействие с солями (только в том случае, если кислота сильнее той, которой образована соль).
Часто химикам приходится самостоятельно получать кислоты. Для их выведения существует два способа. Один из них — смешение кислотного оксида с водой. Этот способ используется наиболее часто. А второй — взаимодействие сильной кислоты с солью более слабой. Его используют несколько реже.
Известно, что кислотные свойства проявляются и у многих органических веществ. Они могут быть выражены сильнее или слабее в зависимости от строения ядер атомов. К примеру, кислотные свойства спиртов проявляются в способности отщеплять катион водорода при взаимодействии с щелочами и металлами.
Алкоголяты — соли спиртов — способны гидролизоваться под действием воды и выделять спирт с гидроксидом металла. Это доказывает, что кислотные свойства этих веществ слабее, чем у воды. Следовательно, среда выражена в них сильнее.
Кислотные свойства фенола гораздо сильнее в связи с повышенной полярностью ОН-соединения. Поэтому данное вещество может реагировать также с гидроксидами щелочноземельных и щелочных металлов. В результате образуются соли — феноляты. Чтобы выявить фенол, наиболее эффективно использовать качественную реакцию с хлоридом железа (III), в которой вещество приобретает сине-фиолетовую окраску.
Итак, кислотные свойства в различных соединениях проявляются одинаково, но с разной интенсивностью, что зависит от строения ядер и полярности водородных связей. Они помогают определять среду вещества и его состав. Наряду с данными свойствами, существуют также и основные, которые усиливаются с ослаблением первых.
Все эти характеристики проявляются в большинстве сложных веществ и составляют важную часть окружающего нас мира. Ведь именно за их счет проходят многие процессы не только в природе, но и в живых организмов. Поэтому кислотные свойства крайне важны, без них была бы невозможна жизнь на земле.
Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими
соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.
Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением
периодического закона.
В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в «строки и столбцы» — периоды и группы.
Период — ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов.
4, 5, 6 — называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.
Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в
высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).
Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете
предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.
Радиус атома
Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая
говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.
В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы
увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.
С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.
Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.
В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер — сверху вниз «↓». Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома,
соответственно, и больше его радиус.
С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается — снизу вверх «↑». Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг
атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.
Период, группа и электронная конфигурация
Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня.
Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия — тоже 3. Оба они в III группе.
Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует — там нужно считать электроны
«вручную», располагая их на электронных орбиталях.
Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть
то самое «сходство»:
- B5 — 1s22s22p1
- Al13 — 1s22s22p63s23p1
Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для
бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия — 3s23p1, галия — 4s24p1,
индия — 5s25p1 и таллия — 6s26p1. За «n» мы принимаем номер периода.
Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы,
то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.
Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода — и вот быстро получена
конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂
Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен,
вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных — только «вручную».
Длина связи
Длина связи — расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую.
Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.
Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.
Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех
веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.
Металлические и неметаллические свойства
В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические — усиливаются (слева направо «→»). В группе с увеличением
заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические — ослабевают (сверху вниз «↓»).
Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают
S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.
Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны — у него самые слабые неметаллические свойства. Сера
обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера — самый сильный неметалл.
Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную
линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева — металлы.
Основные и кислотные свойства
Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные — возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные
свойства усиливаются, а кислотные — ослабевают.
Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются,
вторые — убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.
Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных
кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).
Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между
молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF — самая слабая из этих кислот, а
HI — самая сильная.
Восстановительные и окислительные свойства
Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные — усиливаются. В группе с увеличением заряда
атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные — ослабевают.
Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные — с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще
запомнить 😉
Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону
Электроотрицательность — способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны).
Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает
к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус «-«.
Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома
они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева — это фтор.
Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий
расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе
выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.
Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на
себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.
Понятию ЭО-ости «синонимичны» также понятия сродства к электрону — энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации —
количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.
Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.
Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)
В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды,
ниже строка с летучими водородными соединениями.
Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру,
для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.
В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы — R2O3. Напишем
высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3,
Ga2O3.
На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим,
что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.
С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене.
Я расскажу вам, как легко их запомнить.
ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в «-» отрицательную СО.
Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы — 8.
Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить
ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.
Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко
найдете формулы других ЛВС VI группы: серы — H2S, H2Se, H2Te, H2Po.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Кислоты — сложные вещества, состоящие из одного или
нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных
остатков.
Классификация
кислот
1.
По числу атомов водорода: число атомов водорода (n) определяет основность кислот:
n
= 1 одноосновная
n
= 2 двухосновная
n
= 3 трехосновная
2.
По составу:
а) Таблица кислородсодержащих кислот, кислотных остатков и
соответствующих кислотных оксидов:
Кислота (НnА) | Кислотный остаток | Соответствующий кислотный оксид |
H2SO4 серная | SO4 (II) сульфат | SO3 оксид |
HNO3 азотная | NO3 (I) нитрат | N2O5 оксид азота |
HMnO4 марганцевая | MnO4 (I) перманганат | Mn2O7 оксид марганца |
H2SO3 сернистая | SO3 (II) сульфит | SO2 оксид |
H3PO4 ортофосфорная | PO4 (III) ортофосфат | P2O5 оксид |
HNO2 азотистая | NO2 (I) нитрит | N2O3 оксид |
H2CO3 угольная | CO3 (II) карбонат | CO2 оксид углерода |
H2SiO3 кремниевая | SiO3 (II) силикат | SiO2 оксид |
НСlO хлорноватистая | СlO (I) гипохлорит | Сl2O оксид хлора (I) |
НСlO2 хлористая | СlO2 (I) хлорит | Сl2O3оксид хлора (III) |
НСlO3 хлорноватая | СlO3 (I) хлорат | Сl2O5 оксид хлора (V) |
НСlO4 хлорная | СlO4 (I) перхлорат | Сl2O7оксид хлора (VII) |
б) Таблица бескислородных кислот
Кислота (НnА) | Кислотный остаток (А) |
HCl соляная, хлороводородная | Cl (I) хлорид |
H2S сероводородная | S(II) сульфид |
HBr | Br (I) бромид |
HI йодоводородная | I(I) йодид |
HF | F(I) фторид |
Физические
свойства кислот
Многие кислоты,
например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также
твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO3,
борная H3BO3.
Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H2SiO3.
Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислый
вкус содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и
т.д.
Способы
получения кислот
бескислородные | кислородсодержащие |
HCl, HBr, HI, HF, | HNO3, H2SO4и другие |
ПОЛУЧЕНИЕ | |
1. Прямое взаимодействие неметаллов H2 + Cl2 = 2 HCl | 1. Кислотный оксид + вода = кислота SO3 + H2O = H2SO4 |
2. Реакция обмена между солью и менее 2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = Na2SO4 + 2HCl |
Химические
свойства кислот
1. Изменяют окраску индикаторов
Видео «Действие кислот на индикаторы»
Название индикатора | Нейтральная среда | Кислая среда |
Лакмус | Фиолетовый | Красный |
Фенолфталеин | Бесцветный | Бесцветный |
Метилоранж | Оранжевый | Красный |
Универсальная индикаторная бумага | Оранжевая | Красная |
2.Реагируют с металлами в ряду активности до H2
(искл. HNO3 –азотная кислота)
Видео «Взаимодействие кислот с металлами»
Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H2↑
(р. замещения)
Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2
3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов
Видео «Взаимодействие оксидов металлов с кислотами»
МехОу + КИСЛОТА=
СОЛЬ + Н2О (р. обмена)
CuO + H2SO4 = Cu SO4 + H2O
4. Реагируют с основаниями – реакция нейтрализации
КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H2O (
р. обмена)
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот — если образуется кислота,
выпадающая в осадок или выделяется газ:
2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = Na2SO4 + 2HCl↑ ( р. обмена)
Сила кислот убывает в ряду:
HI > HClO4
> HBr > HCl > H2SO4 > HNO3 >
HMnO4 > H2SO3 > H3PO4
> HF > HNO2 >H2CO3 > H2S
> H2SiO3 .
Каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую
Видео «Взаимодействие кислот с солями»
6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании
( искл. H2SO4 ; H3PO4 )
КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р.
разложения )
Запомните! Неустойчивые
кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду:
H2CO3 ↔
H2O + CO2↑
H2SO3
↔ H2O + SO2↑
Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:
СаS + 2HCl = H2S↑ + CaCl2
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Распределите химические формулы кислот в таблицу. Дайте им названия:
LiOH, Mn2O7, CaO, Na3PO4, H2S, MnO, Fe(OH)3, Cr2O3, HI , HClO4 ,HBr , CaCl2, Na2O, HCl , H2SO4 , HNO3 , HMnO4 , Ca(OH)2, SiO2, H2SO3 , Zn(OH)2, H3PO4 , HF , HNO2 ,H2CO3 , N2O, NaNO3,H2S , H2SiO3
Кислоты | ||||||
Бес-кисло- родные | Кислород- содержащие | растворимые | нераст-воримые | одно- основные | двух-основные | трёх-основные |
№2.
Составьте уравнения реакций:
Ca
+ HCl
Na
+ H2SO4
Al
+ H2S
Ca
+ H3PO4
Назовите продукты реакции.
№3.
Составьте уравнения реакций, назовите продукты:
Na2O + H2CO3
ZnO + HCl
CaO + HNO3
Fe2O3
+ H2SO4
№4.
Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:
KOH + HNO3
NaOH + H2SO3
Ca(OH)2 + H2S
Al(OH)3 + HF
HCl + Na2SiO3
H2SO4
+ K2CO3
HNO3 + CaCO3
Назовите
продукты реакции.
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1. «Формулы и названия кислот»
Тренажёр №2. » Установление соответствия:
формула кислоты — формула оксида»
Тренажёр №3. «Действие кислот на индикаторы»
Тренажёр №4. «Классификация кислот по наличию
кислорода в кислотном остатке»
Тренажёр №5. «Классификация кислот по
основности»
Тренажёр №6. «Классификация кислот по
растворимости в воде»
Тренажёр №7. «Классификация кислот по стабильности»
Техника безопасности — Оказание первой помощи при
попадании кислот на кожу
Техника безопасности — Правила техники безопасности
при работе с кислотами файл
Техника безопасности — Правило разбавления
концентрированной серной кислоты водой