Шпаргалка по "Химичемким свойствам кислот"

Химические свойства кислотных  оксидов: 

    Оксиды и соли:

1) кислотный оксид + основание  = соль + вода

CO₂²⁻ + NaOH⁻ = Na₂CO₃ + H₂O²⁻

2) кислотный оксид + основной  оксид = соль

BaO + SO₃ = BaSO₄

3) кислотный оксид + вода = кислота

SO₂+H₂O = H₂SO₃

4) основной оксид + вода = основание

5) основной оксид + кислота = соль + вода

CuO²⁻ + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O²⁻

6) основной оксид + кислотный  оксид = соль

CaO²⁻+SO₃ = CaSO₄ 

                                Основания:

I. Химические свойства растворимых оснований

1. изменяют окраску индикаторов.

метилоранж - желтеет

фенолфталеин - малиновый

2. основания взаимодействуют с  кислотными оксидами, образуя соль  и воду

3. растворимые и нерастворимые  основания взаимодействуют взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль и воду

Эта реакция называется : нейтрализация

4. могут взаимодействовать с  солями, если образуется нерастворимое  вещество.

II. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются 

 

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ, СОЛЕЙ, ОСНОВАНИЙ В СВЕТЕ ТЕОРИИ ЭД.

Здесь будут рассмотрены  химические свойства кислот и оснований  с точки зрения теории электролитической  диссоциации, т.е. реакции , протекающие в растворах. Какие же признаки говорят о протекании реакций ? Реакция протекает в растворе , если:

1.Выпадает осадок

2.Выделяется газ.

3.Образуется малодиссоциируемое вещество (например, вода

Согласно теории электролитической  диссоциации все реакции в  водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения  этих реакций - ионными реакциями. Здесь  представлена запись уравнений реакций  в трёх формах: молекулярной, полной ионной, сокращённой ионной.

I.Химические свойства кислот
1.кислота + металл (стоящий  до водорода в ЭХР напряжений)	2HCl + Mg MgCl2 + H2   2H+ + 2Cl- +Mg Mg2+ + 2Cl- + H2   2H+ + Mg Mg2+ + H2
2.кислота + основный оксид	2HCl + MgO MgCl2 + H2O  2H+ + 2Cl- +MgO Mg2+ + 2Cl-+ H2O  2H+ +MgO Mg2+ + H2O
3. кислота + основание	HCl + NaOH NaCl + H2O  H+ + Cl- + Na+ + OH- Na++ Cl- + H2O  H+ +OH- H2O
4. кислота + соль	HCl +AgNO3 AgCl + HNO3   H+ + Cl- + Ag+ + NO3- AgCl + H+ +NO3-  Ag+ + Cl- AgCl
II.Химические свойства щелочей
1.щёлочь + кислота	NaOH +HCl NaCl + H2O  Na+ + OH- + H+ + Cl- Na++ Cl- + H2O  H+ +OH- H2O
2.щёлочь + кислотный оксид	2NaOH +CO2 Na2CO3 + H2O   2Na+ + 2OH- + CO2 2Na+ + CO32- + H2O  2OH- + CO2 CO32- + H2O
3.щёлочь + соль	2NaOH +MgCl2 Mg(OH)2 + 2NaCl  2Na+ + 2OH-+ Mg2++ 2Cl- Mg(OH)2 +2 Na++2 Cl-  2OH-+ Mg2+ Mg(OH)2
III.Химические свойства солей
1.соль + металл	Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu   Fe + Cu2+ +SO42- Fe2++SO42- + Cu   Fe + Cu2+ Fe2++ Cu
2.соль + щёлочь	( см. выше)
3.соль + кислота	(см. выше)
4.соль + соль	NaCl +AgNO3 AgCl + NaNO3  Na+ + Cl- + Ag+ + NO3- AgCl + Na + +NO3-  Ag+ + Cl- AgCl

Таким образом, ионными уравнениями  могут быть избражены любые реакции, протекающие в растворах , как между электролитами, так и между электролитами и неэлектролитами. Если при таких реакциях не происходит изменения заряда ионов, то они называются ионообменными. 

 

ОСНОВАНИЯ, КИСЛОТЫ И СОЛИ В ТЕОРИИ ЭД.

Основания. Название "основание" первоначально было отнесено к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов. 
Примеры: NaOH - гидроксид натрия (едкий натр), KOH - гидроксид калия (едкое кали), Ca(OH)2 - гидроксид кальция (гашёная известь). 
Основания, которые хорошо растворяются в воде, называются щелочами, К ним относятся гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металловС точки зрения теории электролитической диссоциации основания-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида - гидроксид - ионов ОН^-.  
В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид: 
Основание -> Катион основания + Гидроксид - ион

NaOH Na++ OH-   Ba(OH)2 Ba2++ 2OH-  NH3·H2O NH4++ OH-

Кислоты.Кислоты исторически получили своё название из-за кислого вкуса водных растворов тактх веществ, как хлороводород или уксусная кислота. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида - катионов водорода Н⁺. 
В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид: 
Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остатка

H2SO4 2H+ + SO42-  CH3COOH H+ = CH3COO-

Соли. С точки зрения теории электролитической реакции соли - это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка. 
В общем виде уравнение электролитической диссоциации солей имеет следующий вид: 
Соль -> Катион основания + Анион кислотного остатка

BaCl2 Ba2+ + 2Cl-   K2CO3 K+ + CO32-

 

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.

Гидролиз солей- взаимодейтсвие солей с водой, приводящее к присоединению протона Н+ молекулы воды к аниону кислотного остатка или гидроксогруппы ОН- к катиону металла.Гидролизу подвергаются соли, образованные катионами, соответствующими слабым основаниям, или анионами, соответствующими слабым кислотам.

 

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой	Соль образована сильным  основанием и слабой кислотойкислотой
CuCl2=Cu2++2Cl-  H2O H++OH-  Cu2++H2O CuOH++H+  Образуется слабодиссоциируемый катион CuOH+. Среда в растворе кислая. CuCl2+H2O CuOHCl+HCl	Na2CO3=2Na++CO32-  H2O H++OH-  CO32-+H2O HCO3-+OH-  Образуется слабодиссоциируемый анион HCO3-. Среда- щелочная. Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH
Соль образована слабой кислотой и слабым основанием
(NH4)S=2NH4++S2-  NH4++H2O NH3· H2O+H+  S2-+H2O HS-+OH-  Образуется слабодиссоциированный анион HS- и растворенный в воде аммиак.	Al2S3+6H2O=2Al(OH)3 +3H2S   Данная реакция гидролиза необратима, т.к. образуется осадок Al(OH)3 и выделяется сероводород H2S

Гидролиз усиливается

а) при нагревании раствора ( гидролиз обычно эндотермический процесс )  б) при разбавлении раствора водой

ТЕОРИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ  РЕАКЦИЙ.

 
После открытия кислорода, французскому химику Лавуазье удалось выяснить, что горение есть реакция соединения с кислородом. В соответствии латинским  наименованием кислорода "oxigenium" реакции соединения с кислородом были названы окислением.

2Mg⁰ +O₂⁰=2Mg⁺²O^-2

Обратный процесс полного  или частичного отнятия кислорода  от веществ называется восстановлением. При восстановлении оксида элемент, соединённый с кислородом, меняет своё состояние - образует простое вещество, т.е. восстанавливается.

Fe₂⁺³O₃^-2+2Al⁰=Al₂⁺³O₃^-2+2Fe⁰

Вы заметили, что в этих реакциях изменились степени окисления  химических элементов. Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вешества, называют окислительно-восстановительными реакциями. 
В соответствиии с теорией электронного строения атома окисление и восстановление легко объясняется как процесс отдачи или присоединения электронов. В окислительно-восстановительных реакциях электроны не уходят из сферы реакции, а переносятся от одного элемента к другому. 
Рассмотрим реакцию взаимодействия магния с кислородом.

Из схемы видно, что атом магния отдал 2 электрона атому кислорода, за счёт такого перехода химические элементы изменили степени окисления. Протекают  два процесса. Процесс отдачи электронов и процесс их присоединения , которые называются соответственно окислением и восстановлением. 
Вещества, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях, и у которых изменились степени окисления, являются либо окислителямия,либо восстановителями. 
Окислитель - это атомы, ионы или молекулы, которые принимают электроны. 
Восстановитель - это атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны.  
Из уравнения реакции видно, что магний является восстановителем, а кислород - окислителем.

Запомните! Восстановитель в химической реакции всегда окисляется, окислитель - восстанавливается.

Важнейшие восстановители и  окислители.

Восстановители	Окислители
Металлы, водород, уголь	Фтор, хлор, бром, иод
Оксид углерода (II) CO	Перманганат калия KMnO4, манганат калия K2MnO4, оксид марганца (IV)MnO2
Сероводород H2Sоксид серы (IV)SO2	Бихромат калия K2Cr2O7, хромат калия K2CrO4
HI, HBr, HCl	Азотная кислота HNO3
Хлорид олова (II) SnCl2	Кислород O2, озон O3, перекись водорода H2O2
Азотистая кислота HNO2	Серная кислота (конц.) H2SO4
Фосфористая кислота H3PO3	Оксид меди (II) CuO, оксид серебра Ag2O
	Хлорид железа (III) FeCl3
	Царская водка (смесь концентрированных  соляной и азотной кислот)

 

 

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ  РЕАКЦИЙ.

Существуют два метода составления окислительно - восстановительных реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Здесь мы рассмотрим метод электронного баланса. 
В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, приэтом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем. 
Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Рассмотрим этот метод на примере.

Расставить коэффициенты в реакции, схема которой:  HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + H2O

Алгоритм расстановки  коэффициентов

1.Указываем степени окисления  химических элементов.  Подчёркнуты химические элементы, в которых изменились степени  окисления.

2.Составляем электронные  уравнения, в которых указываем  число отданных и принятых  электронов. За вертикальной чертой ставим число электронов, перешедших при  окислительном и восстановительном  процессах. Находим наименьшее общее  кратное ( взято в красный кружок). Делим это число на число перемещённых электронов и получаем коэффициенты (взяты в синий кружок). Значит перед марганцем будет стоять коэффициент-1, который мы не пишем, и перед Cl2 тоже -1.  Перед HCl коэффициент 2 не ставим, а считаем число атомов хлора в продуктах реакции. Оно равно - 4.Следовательно и перед HCl ставим - 4,уравниваем число атомов водорода и кислорода справа, поставив перед H2O коэффициент - 2. В результате получится химическое уравнение:

H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Расставляем степени окисления  химических элементов:

Электронные уравнения примут следующий вид  Перед серой со степенями  окисления -2 и 0 ставим коэффициент 5, перед  соединениями марганца -2, уравниваем число  атомов других химических элементов  и получаем окончательное уравнение  реакции