Водный раствор какого соединения проявляет кислотные свойства
Важнейшей характеристикой соединений водорода с другими элементами является их кислотно-основное поведение в водном растворе, т.е. их склонность при растворении в воде отдавать протон или же, наоборот, захватывать его. Ясно, что такая особая роль воды (кислотно-основные свойства можно рассматривать и не в водных растворах, например в жидком аммиаке). Связана с тем, что мы живем на планете, где вода имеет первостепенное значение. Если протоны переходят от водородного соединения к молекулам воды, то это соединение проявляет свойства кислоты, а если оно захватывает их, свойства основания. В первом случае в растворе повышается концентрация ионов H+, а во втором OH—, т.е.
HnЭ + H2O ↔ Hn-1Э + H3O+
HnЭ + H2O ↔ Hn+1Э + OH—
Так, для HCl имеет место кислотная ионизация: взаимодействие протона с O2- сильнее, чем с Cl—, поэтому молекулы воды оттягивают протон от молекулы HCl. Наоборот, молекула NH3 может отнять протон у молекулы воды и превратиться в NH4+. Чем менее прочно удерживает молекула HnЭ частицы водорода, тем труднее ей присоединить дополнительный протон.
Степень и характер кислотно-основной ионизации в системе из двух соединений водорода зависят от их донорно-акцепторной активности. Так, в ряду HF — H2O — H3N в соответствии с уменьшением числа неподеленных электронных пар возрастает сродство к протону. Поскольку сродство к протону у аммиака (9,3 эВ) больше, чем у воды (7,9 эВ), кислоты – слабые в водных растворах, в жидком аммиака – сильные. Например, HCN в воде – очень слабая кислота, а в жидком аммиаке ионизируется почти также, как азотная кислота в воде. В жидком аммиаке кислотные свойства проявляют даже некоторые углеводороды. Вода при растворении во фтороводороде ведет себя как основание.
Присущая водороду, как неметаллическому элементу, тенденция к образованию анионных комплексов – гидрогенатов реализуется, например, в следующих реакциях:
KF + HF = K[HF2] – дифторгидрогенат калия
KNO3 + HNO3 = K[(HNO3)2] – динитратогидрогенат калия
Гидрогенат-комплексы образуются за счет водородной связи:
[F···H···F]—
[O2NO···H···ONO2]—
Они имеют линейное строение. Их образование можно объяснить следующим образом. Орбитали иона HF2— возникают за счет линейной комбинации орбитали центрального атома νs (1s орбиталь водорода) и групповых орбиталей периферических атомов ν1, ν2 (2pz орбиталей двух атомов фтора):
По условиям симметрии сочетание νs и ν1-орбиталей приводит к образованию св¤зывающей σs и разрыхляющей σs*-орбитали иона HF2—
ν(σs) = νs + ν1
ν(σs*) = νs — ν1
Для групповой орбитали ν2 подходящей по условиям симметрии орбитали центрального атома нет, поэтому в ионе HF2— орбиталь ν2 играет роль несвязывающей. 4 электрона (1 от атома водорода, 2 от двух атомов фтора и 1 за счет заряда иона) распределяются на молекулярных связывающей σ и несвязывающей σ*-орбиталях.
Энергетическая диаграмма образования орбиталей иона HF2—.
Схема образования орбиталей иона HF2—.
Нахождение электрона на молекулярной несвязывающей σ0-орбитали соответствует концентрации избыточного отрицательного заряда на концевых атомах. Следовательно, гидрогенат-ионы типа HX2— должны быть наиболее стабильными в том случае, когда X2— наиболее электроотрицательные атомы или их группировки. Так, в ионе HF2— связь почти в 3 раза прочнее межмолекулярной водородной связи.
Большинство гидрогенатов может существовать лишь в неводных или насыщенных водных растворах, а также в твердом состоянии.
Атомы водорода входят также в состав гидросолей типа NaHS, NaHCO3, NaHSO4. Группы HS—, HCO3—, HSO4— могут существовать в виде свободных ионов, называемых соответственно гидросульфид-, гидрокарбонат- и гидросульфат-ионами. Структура таких солей в твердом состоянии также обуславливается водородной связью. Ниже схематически показана структура NaHCO3:
Кислотно-основные свойства водородных соединений считаются одной из важнейших частей химических свойств элемента. Поэтому ниже рассматриваются только некоторые общие закономерности.
Водородные соединения элементов VI и VII групп являются кислотами. Галогеноводороды, за исключением фтороводорода, являются сильными кислотами и при растворении в воде необратимо передают свои протоны молекулам последней:
HX + H2O = H3O+ + X— (X = Cl, Br, I)
В молекуле HF из-за повышенной плотности перекрывания связь H-F имеет особенно высокую прочность, поэтому реакция перехода протона от его молекулы к молекуле воды обратима:
HF + H2O ↔ H3O+ + F—, K = 7,2·10-4
Плотность перекрывания а, следовательно, и прочность связи H-X при движении вниз по группе быстро падает, поэтому склонность к отдаче протона по ряду HCl – HBr – HI растет. В водной среде этот эффект незаметен, поскольку уже HCl реагирует с H2O необратимо, но в других растворителях эффект можно наблюдать экспериментально.
Та же закономерность по той же причине наблюдается у водородных соединений элементов VI группы: S, Se и Te. Поскольку протоны в их молекулах связаны сильнее, чем в галогеноводородах, они являются гораздо более слабыми кислотами.
Прочность связывания протона для водородных соединений элементов V группы еще более возрастает. Поэтому при растворении в воде аммиака перенос протонов происходит уже не к воде, а от нее:
NH3 + H2O = NH4+ + OH—
Т.е. аммиак представляет собой основание. Однако общая закономерность ослабления связывания протонов при движении вниз по группе сохраняет силу с той лишь разницей, что вместо усиления склонности к отдаче протона наблюдается резкое ослабление стремления к его присоединению. Поэтому фосфин (PH3) еще сохраняет очень слабые основные свойства, реагируя с наиболее сильными кислотами HI или HClO4, но соединения остальных элементов V группы в кислотно-основном отношении по существу инертны.
Водородные соединения элементов IV группы не могут ни отдавать протон из-за прочности связи H-X и слабой ее полярности, ни захватывать их из-за координационной насыщенности.
Гидрид-ионы, точнее атомы водорода в степени окисления -1, входящие в состав соединений непереходных элементов III группы и особенно II и I групп, ведут себя как чрезвычайно сильные основания, взаимодействуя с протонами по схеме
H— + H+ = H20
Что же касается соединений водорода с переходными металлами, то из-за преимущественно металлической связи в кислотно-основные взаимодействия они обычно не вступают.
Источник
Водородные соединения неметаллов представляют собой газообразные соединения, кроме воды. Они летучие и легкоподвижные, быстроиспаряемые.
Электроотрицательность неметаллов больше электроотрицательности водорода, поэтому в водородных соединениях неметаллы проявляют минимальную отрицательную степень окисления: углерод — минус четыре, азот — минус три, фосфор — минус три и так далее.
Водородные соединения неметаллов проявляют основные, кислотные или амфотерные свойства. Водородные соединения неметаллов являются, как правило, сильными восстановителями.
Так, углероду соответствует водородное соединение – метан, кремнию – силан, азоту – аммиак, фосфору – фосфин, мышьяку – арсин, кислороду – вода, сере – сероводород, селену – селеноводород, тэллуру – тэллуроводород, фтору – фтороводород, хлору – хлороводород, брому – бромоводород, йоду – йодоводород.
Водородные соединения неметаллов можно получить непосредственно взаимодействием неметалла с водородом. Сероводород можно получить реакцией водорода с серой, хлороводород – реакцией водорода с хлором, воду – реакцией водорода и кислорода, аммиак – реакцией водорода и азота.
В водородных соединениях присутствует ковалентная полярная связь, они имеют молекулярную кристаллическую решётку.
Как известно, электроотрицательность усиливается по периоду слева направо, поэтому полярность связи в водородных соединениях возрастает, а в группах сверху вниз электроотрицательность уменьшается, поэтому и полярность связи будет уменьшаться.
Если рассмотреть третий период, то от силена до хлороводорода будет наблюдаться усиление полярности связи из-за увеличения электроотрицательности неметаллов.
В седьмой A группе сверху вниз будет идти уменьшение полярности связи от фтороводорода к йодоводороду, потому что идёт уменьшение электрооотрицательности элемента-неметалла в водородном соединении.
Полярность связи влияет на растворимость водородного соединения в воде. Например, так как молекула воды сильно полярна, то возникает сильное межмолекулярное взаимодействие с образованием водородных связей.
Если рассмотреть водородные соединения неметаллов третьего периода, то здесь можно проследить следующую закономерность: при растворении в воде силана не наблюдается проявление кислотно-основного характера соединения, он сразу сгорает в кислороде, фосфин в воде даёт слабую основную среду, сероводород – слабую кислую среду, а хлороводород – сильнокислую среду. Это объясняется тем, что от силана до хлороводорода радиус иона неметалла уменьшается, а заряд ядра увеличивается, полярность связи в молекулах возрастает, поэтому усиливаются кислотные свойства.
В группах сверху вниз кислотные свойства водородных соединений неметаллов усиливаются, так как прочность связи водород-элемент уменьшается, из-за увеличения длины связи.
Например, водородные соединения седьмой A группы: хлороводород, бромоводород, йодоводород в воде – это сильные кислоты, которые полностью диссоциируют. Из этих кислот самой слабой является фтороводородная. Это объясняется тем, что у фтора самый маленький радиус, кроме этого, в этой молекуле присутствуют межмолекулярные водородные связи.
Таким образом, в периодах и группах главных подгруппах с увеличением заряда ядер элементов-неметаллов усиливаются кислотные свойства, а ослабевают основные свойства.
Например, водный раствор хлороводорода – проявляет кислотные свойства, поэтому реагирует со щелочами. Так, в реакции соляной кислоты с гидроксидом натрия образуется соль – хлорид натрия и вода. Водный раствор аммиака проявляет основные свойства, поэтому реагирует с кислотами. Так, в реакции аммиака с серной кислотой образуется сульфат аммония и вода.
Как было сказано, водородные соединения неметаллов проявляют восстановительные свойства, так как элемент-неметалл здесь в минимальной степени окисления. Например, в реакции сероводорода с хлором сероводород является восстановителем, потому что сера повышает свою степень окисления с минус двух до нуля.
Таким образом, все солеобразующие оксиды, образованные неметаллами, обладают кислотными свойствами, а сила кислотного оксида зависит от степени окисления неметалла и радиуса иона. В периодах слева направо кислотный характер гидроксидов, образованных оксидами неметаллов усиливается, а в группах сверху вниз кислотный характер гидроксидов ослабевает. В периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются. В группах сверху кислотные свойства водородных соединений увеличиваются. Водородные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами, реагируют с кислотами.
Домашнее задание: выполните в тетрадь один из предложенных вариантов.
Вариант № 1.
Метан и силен.
Цель: Рассмотрите строение метана и силана, особенности их свойств.
Порядок действий:
1. Строение молекулы метана.
а) определите тип химической связи, изобразите механизм образования химической связи в молекуле метана;
б) составьте электронную и структурную формулы метана;
в) охарактеризуйте пространственное строение метана;
г) исчерпаны ли валентные возможности атома углерода в молекуле метана;
д) метан (н.у.) устойчив на воздухе, а силан воспламеняется. Почему?
2. Химические свойства метана.
а) отношение к воде;
б) взаимодействие с галогенами, азотной и серной кислотами. Составьте УХР этих взаимодействий.
в) отношение к нагреванию без доступа кислорода воздуха. Составьте УХР разложения метана.
г) взаимодействие СН4 и SiH4 с кислородом. Составьте УХР горения метана и силана. Чем отличаются реакции взаимодействия с кислородом метана и силена?
Вариант № 2.
Аммиак и фосфин.
Цель: Изучить строение и свойства водородных соединений азота и фосфора.
Порядок действий:
1. Строение молекул аммиака и фосфина.
а) определите тип химической связи в молекулах NH3 и PH3. Какой тип кристаллической решетки имеют вещества?
б) опишите физические свойства этих соединений.
в) составьте электронную формулу аммиака, охарактеризуйте пространственное строение аммиака.
2. Химические свойства аммиака.
а) отношение аммиака к воде и кислотам. Составьте УХР этих взаимодействий.
б) окислительно – восстановительные свойства аммиака. Составьте УХР следующих взаимодействий:
– взаимодействие с кислородом при различных условиях;
– взаимодействие с оксидом меди (II);
– хлор и бром энергично окисляют аммиак до азота.
Чем в этих ОВР выступает аммиак?
Вывод обоснуйте.
Демонстрация: Получение аммиака и растворение его в воде.
Вариант№ 3.
Вода.
Цель: Изучить строение молекулы воды и ее свойства.
Порядок действий:
1. Строение воды
а) Составьте электронную и структурную формулы молекулы воды;
б) Каково пространственное строение молекулы воды?
в) Исчерпаны ли валентные возможности воды?
г) Физические свойства воды.
2. Химические свойства воды.
а) отношение воды к неорганическим веществам:
– металлам;
– неметаллам;
– кислотным и основным оксидам;
– солям.
Составить возможные УХР.
б) отношение к органическим веществам:
– непредельным углеводородам;
– сложным эфирам (жирам);
– углеводам;
– белкам.
Составьте возможные УХР.
в) окислительно-восстановительные свойства воды:
– взаимодействие воды с натрием, углем.
Вариант № 4.
Сероводород.
Цель: Изучить строение и свойства сероводорода.
Порядок действий:
1. Строение молекулы сероводорода:
а) Составьте электронную и структурную формулы молекулы H2S
б) Особенности пространственного строения молекулы сероводорода.
2. Физические и химические свойства сероводорода:
а) особенности физических свойств;
б) химические свойства:
– кислотно-основные (приведите примеры УХР, где сероводород проявляет кислотные свойства);
– окислительно-восстановительные свойства.
Составить УХР горения H2S в кислороде. Закончите УХР взаимодействия сероводорода с раствором перманганата калия в кислой среде (уравнять методом полуреакций).
Вариант № 5.
Галогеноводороды.
Цель: Рассмотреть строение и свойства галогеноводородов.
Порядок действий:
1. На примере хлороводорода рассмотрите электронное строение молекулы. Изобразите электронную и структурную формулы молекулы хлороводорода.
2. Как изменяется сила кислот в ряду HF-HCl-HBr-HI? Почему?
3. Химические свойства галогеноводородов на примере HCl.
– Какими свойствами обладают водные растворы галогеноводородов? Приведите примеры кислотно-основных свойств . Составьте возможные УХР.
– охарактеризуйте отношение водородных соединений галогенов к органическим веществам:
а) алкенам;
б) алкинам;
в) аминам;
г) аминокислотам.
Составьте возможные УХР взаимодействия HCl с органическими веществами.
Домашнюю работу высылать не нужно, просмотрю в школе
Источник
Понятия «кислота» и «основание» применяют по отношению к двум группам соединений, обладающих совокупностью диаметрально противоположных свойств. Если кислота выступает донором катиона водорода (Н+), то основание является его акцептором. Следовательно, кислотно-основные реакции сопровождаются переносом катиона водорода, т.е. протона, между реагентами. В то же время, поскольку катион водорода – электрофил, то все кислотно-основные реакции протекают по электрофильно-нуклеофильному механизму. При этом кислота, как донор катиона водорода, выступает электрофилом, а основание – нуклеофилом, поскольку присоединяет катион водорода за счет наличия свободной электронной пары. Рассмотрим основные виды кислотно-основных реакций.
Взаимодействие оксидов с водой
Одним из случаев кислотно-основных реакций является реакция образования кислот или оснований при растворении некоторых оксидов в воде.
Взаимодействие кислотных оксидов с водой приводит к образованию растворов соответствующих кислот, содержащих гидратированные катионы Н+ и анионы кислотных остатков, что обусловлено полной или частичной диссоциацией кислоты. Если соответствующая кислота является сильным электролитом, то взаимодействие оксида с водой практически необратимо. Например:
SO3 + H2O = H2SO4 H2SO4 = 2H+ + SO42-
Cl2O7 + H2O = 2HClO4 HClO4 = H+ + ClO4-
Оксиды s-металлов, кроме BeO и MgO, растворяясь в воде, образуют растворы гидроксидов соответствующих металлов, содержащие катионы металла и анионы ОН- – продукты полной диссоциации сильного основного гидроксида:
Na2O + H2O = 2NaOH NaOH = Na+ + OH-
CaO + H2O = Ca(OH)2 Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH-
Реакции взаимодействия водорастворимых оксидов с водой, как все кислотно-основные реакции, протекают по электрофильно-нуклеофильному механизму. При этом вода проявляет типичные амфотерные свойства, выступая поставщиком и Н+ – носителя кислотных свойств, и ОН- – носителя основных свойств.
Реакции нейтрализации
К кислотно-основным реакциям относятся реакции нейтрализации
Реакцией нейтрализации называется взаимодействие кислоты и основания с образованием соли и воды.
Например, при добавлении гидроксида калия в соляную кислоту идет реакция:
КОН + НСl = KCL + H2O OH- + H+
Реакция нейтрализации протекает необратимо только при взаимодействии сильной кислоты с сильным основанием, т.к. в этом случае единственным слабым электролитом в реакционной смеси является продукт реакции – вода. Если при этом кислота и основание взяты строго в стехиометрических количествах, то среда в образовавшемся растворе соли будет нейтральной.
По другому протекает реакция нейтрализации с участием слабых кислот (HNO2, CH3COOH, H2SO3) или слабых оснований (NH3*H2O, Mg(OH)2, Fe(OH)2).
HNO2 + KOH ↔ KNO2 + H2O
HNO2 + K+ + OH- ↔ K+ + NO-2 + H2O
HNO2 + OH- ↔ NO2- + H2O
По сокращенному ионно-молекулярному уравнению реакции видно, в реакционной системе слабые электролиты есть не только среди продуктов реакции (Н2О), но и среди исходных веществ (HNO2), что указывает на обратимость реакции. Однако, поскольку именно вода является самым слабым электролитом, то реакция самопроизвольно сильно смещена вправо, в сторону образования соли.
Рассмотрим несколько примеров.
Пример 1. Выберите из перечисленных кислот и оснований: HNO2, HNO3, H2SO3, Ba(OH)2, LiOH, Mn(OH)2 – те, попарные взаимодействия которых соответствуют реакции нейтрализации, идущей по уравнению: Н+ + ОН- = Н2О. напишите молекулярные уравнения возможных реакций.
Ответ. Указанному процессу соответствует взаимодействие сильной кислоты с сильным основанием. Среди перечисленных соединений сильная кислота –HNO3, сильные основания – Ва(ОН)2 и LiOH. Уравнения возможных реакций следующие:
2HNO3 + Ba(OH)2 = Ba(NO3)2 + 2H2O
HNO3 + LiOH = LiNO3 + H2O
Пример 2.Раствор содержит смесь HCl и CH3COOH. Какие реакции и в какой последовательности протекают при нейтрализации этого раствора гидроксидом калия?
Ответ. Содержащиеся в растворе кислоты относятся к разным типам электролитов: HCl – сильный электролит, CH3COOH – слабый. Вследствие подавления диссоциации слабого электролита сильным нейтрализация этих кислот при постепенном добавлении щелочи идет последовательно: сначала ионы ОН- взаимодействуют со свободными ионами Н+, т.е. с сильной кислотой, а затем в процесс вовлекаются молекулы слабой кислоты. Таким образом, сначала идет реакция с HCl , а затем с CH3COOH:
1) HCl + КОН = КCl + Н2О Н+ + ОН- = Н2О
2) CH3COOH + КОН = CH3COOК + Н2О CH3COOH + ОН- = CH3COO- + Н2О
Пример 3. Укажите качественный и количественный состав раствора, полученного в результате добавления 3,36 г КОН к 500 мл раствора Н3РО4 с молярной концентрацией 0,1 моль/л
Дано:
ϑ (р-ра Н3РО4) = 500мл = 0,5л Н3РО4 с КОН может образовать три различные соли.
с(Н3РО4) = 0,1 моль/л Запишем уравнения реакций образования каждой из
m(КОН) = 3,36 г возможных солей и отметим стехиометрическое
М(КОН) = 56 г/моль мольное соотношение реагентов:
Состав раствора ? n(Н3РО4) n(КОН)
– Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О 1 : 1
– Н3РО4 + 2КОН = К2 НРО4 + 2Н2О 1 : 2
– Н3РО4 + 3КОН = К3РО4 + 3Н2О
Определим количества реагентов по данным задачи и их мольное соотношение:
n (Н3РО4) = с(Н3РО4)* ϑ (р-ра Н3РО4) = 0,1моль/л*0,5 л = 0,05 моль
n(КОН) = m(КОН)/ М(КОН) = 3,36 г/56 г/моль = 0,06 моль
n (Н3РО4) : n(КОН) = 0,05 : 0,06 = 5 : 6 = 1 : 1,2
Сравнивая данное отношение с мольными отношениями реагентов в возможных реакциях, сделаем вывод о том, что в растворе образуется смесь КН2РО4 и К2 НРО4, поскольку щелочи больше, чем требуется для образования первой соли, но меньше, чем надо для образования следующей.
В соответствии с избытком КОН по первому уравнению вся кислота превратится в КН2РО4, при этом n (КН2РО4) = n (Н3РО4) = 0,05 моль.
Число молей КОН, израсходованное в этой реакции, n1(КОН) = n (Н3РО4) = 0,05 моль, неизрасходованным останется 0,06 – 0,05 = 0,01 (моль). Это количество КОН будет взаимодействовать с КН2РО4 по уравнению:
КН2РО4 + КОН = К2 НРО4 + Н2О
Очевидно, что 0,01 моль КОН переведет 0,01 КН2РО4, в 0,01 моль К2 НРО4, при этом в растворе останется 0,05 – 0,01 = 0,04 (моль) К2 НРО4.
Ответ: 0,04 моль КН2РО4 и 0,01 моль К2 НРО4
Гидролиз солей
При растворении некоторых солей в воде помимо диссоциации соли и гидратации ее ионов самопроизвольно протекает кислотно-основная реакция между ионами соли и молекулами воды, называемая гидролизом соли.
Гидролиз соли – процесс ионообменного взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате которого образуются слабо диссоциирующие молекулы или ионы
При взаимодействии с анионами солей вода ведет себя как кислота, а с катионами солей – как основание. При этом в растворе соли появляются свободные ионы Н+ или ОН-, образовавшихся из молекул воды, что обуславливает кислую или щелочную среду водного раствора гидролизующейся соли.
Способность солей подвергаться гидролизу и глубина протекания этого процесса зависят прежде всего от природы ионов, образующих соль, а также от растворимости соли в воде.
Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот (KNO3, Na2SO4, BaCl2), гидролизу не подвергаются, т.к. ни катион, ни анион соли не могут образовать с водой слабых электролитов.
Практически не гидролизуются и труднорастворимые соли (CaCO3, Mg3(PO4)2) из-за очень незначительной концентрации их ионов в воде.
Гидролиз солей происходит лишь в тех случаях, когда ионы соли могут при взаимодействии с молекулами воды образовать слабо диссоциирующие кислоты или основания. Поэтому гидролизу подвергаются соли, образованные:
1. Анионами слабых кислот и катионами сильных оснований (гидролиз по аниону соли).
2. Катионами слабых оснований и анионами сильных кислот (гидролиз по катиону соли).
3. Катионами слабых оснований и анионами слабых кислот (одновременный гидролиз и по катиону и по аниону соли).
Источник