Как различать сильные и слабые кислоты. Самая сильная кислота

Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из катионов водорода (протонов) и анионов кислотных остатков.

Кислоты могут быть неорганическими бескислородными, неорганическими кислородсодержащими, органическими и комплексными. Примеры:

HCl, HBr, H 2 S – неорганические не содержащие кислород (бескислородные);

HNO 3 , HClO 4 , H 2 SO 4 , H 3 PO 4 – неорганические кислородсодержащие;

Органические кислоты;

Комплексные кислоты.

Классификация кислот

Кислоты классифицируются по многим признаком, в частности, по основности, по силе кислоты, по типу разрываемой связи с водородом и по принадлежности кислоты к органическим или неорганическим.

Классификация по основности

по основности кислоты подразделяют на:

1) одноосновные 2) двухосновные 3) трёхосновные 4) многоосновные 5) полиосновные

Одноосновные кислоты

К ним относятся в первую очередь кислоты, в молекулах которых имеется только один атом водорода, который и отщепляется в воде или полярных растворителях в виде протона и может быть замещен на атом металла, например:

HJ, HBr, HCl, HNO 2 , HNO 3 , HClO, HClO 2 , HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , H − C ≡ N. Названия этих кислот соответственно: йодоводородная, бромоводородная, хлороводородная или соляная, азотистая, азотная, хлорноватистая, хлористая, хлорноватая, хлорная, марганцовая и синильная. Все они при диссоциации отщепляют один катион водорода:

HClO 2 Н + + СlO 2 ˉ ; HNO 3 Н + + NO 3 ˉ

Наряду с такими одноосновными кислотами имеются кислоты, в которых есть несколько атомов водорода, но лишь один из них способен к диссоциации или замещению на металл, например, фосфиновая кислота:

Например, при взаимодействии с избытком щёлочи замещается только этот атом водорода и получается средняя соль, в которой второй атом водорода уже не заместить:

Na(PH 2 O 2) - средняя соль. Атомы водорода неспособные к замещению ставят после центрального атома в кислотном остатке, а сам остаток берут в скобки.

Имеется также множество органических веществ, у которых к диссоциации способен лишь один атом водорода, хотя атомов водорода может быть много.

Например, в пропионовой и бензойной кислотах по шесть атомов водорода, но лишь один из них способен к диссоциации или замещению на металл.

Двухосновные кислоты

К двухосновным кислотам прежде всего относятся такие, в молекулах которых содержится два атома водорода и оба они способны к диссоциации, которая проходит ступенчато:

H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, H 2 C 2 O 4 , H 2 SO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SiO 3 , H 2 CO 3 , H 2 CrO 4 , H 2 Cr 2 O 7 . Названия этих кислот соответственно: сероводородная, селеноводородная, теллуроводородная, щавелевая, сернистая, серная, кремниевая, угольная, хромовая, дихромовая.

Пример диссоциации двуосновной кислоты:

H 2 S Н + + HS − первая ступень; HS - Н + + S 2− вторая ступень

Примеры взаимодействия со щёлочью

H 2 S + KOH → KHS + H 2 O H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O

Имеются также кислоты, у которых атомов водорода больше двух, но способны к диссоциации только два из них, например:

В малоновой, янтарной, адипиновой и фталевой кислотах из имеющихся в их молекулах атомов водорода замещаются в водных растворах на металл или диссоциируют только два подчёркнутых:

Трёхосновные кислоты

Это кислоты, содержащие три атома водорода, которые все способны к диссоциации. Например, в ортофосфорной кислоте:

Н 3 РО 4 Н + + Н 2 РО 4 − Н 2 РО 4 − Н + + НРО 4 2− НРО 4 2− Н + + РО 4 3−

Трём ступеням диссоциации соответствуют две кислые и одна средняя соли:

NaH 2 PO 4 – дигидроортофосфат натрия – кислая соль;

Na 2 HPO 4 – гидроортофосфат натрия – кислая соль;

Na 3 PO 4 – ортофосфат натрия – средняя соль.

Для сравнения: Na 2 (PHO 3) – динатровая соль фосфоновой кислоты – средняя соль.

Многоосновные кислоты

Полиосновные кислоты

Примером полиосновной кислоты является молекула РНК. Ниже в её фрагменте выделено многократно повторяющееся элементарное звено − остаток нуклеотида, где в качестве азотистого основания может быть один из четырех остатков: аденина, гуанина, цитозина или урацила. В каждом нуклеотиде есть фрагмент ортофосфорной кислоты, где подчеркнут атом водорода, способный к диссоциации и замещению на металл (смотрите формулу на стр. 4).

Классификация кислот по силе

По силе кислоты подразделяют на сильные кислоты, кислоты средней силы, слабые кислоты и некоторые авторы выделяют еще и очень слабые кислоты. Мерой силы кислот является величина – рК а.

Вывод формулы рК а. Любая кислота способна к диссоциации на ионы НА Н + + А − . Для любого равновесного процесса можно написать уравнение для константы равновесия:

Если прологарифмировать это выражение, используя десятичные логарифмы, то получается уравнение (1):

Если поменять знаки на противоположные и использовать свойства логарифмов получаем уравнение (2):

Принято величину – lgK a обозначать, как рК а, а величину – lg, как рН.

В результате уравнение (2) преобразовывается в уравнение (3):

Из уравнения (3) следует, что рK а = рН в том случае, когда

а это в свою очередь возможно, если

Таким образом рК а это то значение рH среды, при котором концентрация недиссоциированной кислоты равна концентрации её аниона или, иными словами, когда кислота диссоцирована наполовину. Для каждой кислоты можно определить значение рК а. Если значение рК а отрицательно, то кислота сильная, если значение рК а положительно, но меньше 3,5, то кислота средней силы, а если больше 3,5, то кислота слабая.

Знание рК а позволяет легко предсказать, будет ли данная кислота вытеснять другую кислоту из ее соли. Математический расчет показывает, что кислота, имеющая рК а меньше на единицу, вытесняет другую кислоту из ее соли на 90%, например:

Если рК а вытесняющей кислоты меньше рК а вытесняемой на 2 единицы рН или больше, то происходит вытеснение кислоты на 99% или более. Например:

Любая сильная кислота вытеснит любую слабую кислоту из ее соли практически нацело.

По типу разрываемой связи с атомом «Н»

По этому типу кислоты подразделяют на элемент(Э) − Н, О − Н, N – H, C – H и S − H кислотам.

К Э – Н относят, например: HF, HCl, HBr, HI, H 2 Se, H 2 Te.

О − Н – кислоты. В О − Н кислотах водород отрывается при диссоциации от кислорода, хотя в этих кислотах в подавляющем большинстве случаев содержатся и другие атомы, например:

В некоторых О – Н кислотах имеются атомы водорода, соединенный не с кислородом, но они, как правило, и не способны к диссоциации, например:

Фосфиновая кислота является одноосновной О – Н кислотой. Атомы водорода, связанные с фосфором не способны к диссоциации и не замещаются на металл, даже при большом избытке концентрированной щелочи.

Фосфоновая кислота является двухосновной О – Н кислотой, а атом водорода связанный с фосфором также не способен диссоциации и замене на металл.

N – H кислоты. К ним относится аммиак, первичные и вторичные амины. Например, в аммиаке можно заменить атом водорода, связанный с азотом, на натрий:

Еще легче реагирует с металлами ацетанилид или анилид уксусной кислоты:

2, 4, 6, 2 ’ , 4 ’ , 6 ’ – гексанитродифениламин просто диссоциирует в воде так как его рК а = 5,4 и он кислота не многим более слабая, чем уксусная:

Имеется также кислота, которая является одновременно N – H и S – H кислотой. Это тиоциановая кислота:

Соли этой кислоты называются тиоцианатами или роданидами: KNCS - роданид калия. Остатки этой кислоты в разных комплексных соединениях координируются к центральным атомам либо своим атомом азота, либо атомом серы. Например, анион − NCS в гексароданоферрате (III) калия - K 3 координирован атомом азота к катиону железа (III), а в тетрароданмеркуриате (II) калия - K 2 атомом серы к катиону ртути (II):

S – H - кислоты

К S – H - кислотам относится сероводород, который является двухосновной S – H - кислотой:

H 2 S H + + SH − pK a = 7,00 SH − H + + S 2− pK a = 12,60

К S – H - кислотам относится так же бесконечно большое число меркаптанов – соединений с общей формулой R – S – H, где R – углероводородный радикал, например: этилмеркаптан, тиофенол (или фенилмеркаптан) и 2-фурилмеркаптан (2-меркаптофуран).

Тиофенол имеет рК а = 9,43, то есть примерно в 6 раз более сильная кислота, чем фенол (рК а = 10)

С – H - кислоты

К С – H - кислотам относится ацетилен, в котором оба атома водорода можно заменить на щелочной металл, например на натрий. Ацетилен – слабая кислота, его рК а = 22.

Ним относится так же бесконечно большое количество терминальных алкинов, в которых атом водорода соединенный с атомом углерода при тройной связи, можно заменить либо на Na, либо действием реактива Толленса на серебро:

CH 3 – C ≡ C – H + OH → CH 3 – C ≡ C – Ag↓ + H 2 O + 2 NH 3

Наиболее сильной, из известных С – Н кислот является тринитрометан, который практически полностью диссоциирует в воде на ионы, так – как его рК а = 0,16, то есть он является кислотой средней силы, но очень близок к сильным кислотам.

Способы получения кислот

Некоторые кислоты могут быть получены прямым взаимодействием простых веществ:

H 2 + F 2 → 2 HF жидкая плавиковая кислота (фтороводородная)

H 2 + 2 С + N 2 ―-→ 2 HCN синильная кислота

Кислоты являющиеся растворами кислых газов в воде можно получать в две технологические стадии:

1) взаимодействие водорода с простым веществом;

2) растворение этого кислого газа в воде, например:

Так же получаюся сернистая и угольная кислоты:

S + O 2 → SO 2 SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 C + O 2 → CO 2 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

Очень многие кислоты можно получить путём взаимодействия кислотных оксидов с водой. Часть реакций обратима (с СО 2 и SO 2) другие не обратимы: SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 ,

N 2 O 5 + H 2 O → 2 HNO 3 , Cl 2 O 7 + H 2 O → 2 HClO 4 .

При взаимодействии некоторых кислотных оксидов с водой в зависимости от условий протекания реакции, могут получаться разные кислоты, например:

При взаимодействии некоторых кислотных оксидов с водой в результате реакции диспропорционирования образуются две разные кислоты:

Кислоты могут быть получены путём вытеснения их из солей более сильными кислотами:

Из солей более сильных, но летучих кислот можно их выделить под действием более слабых, но не летучих кислот:

Если кислота при комнатной температуре не является летучей, но у нее не слишком высокая температура кипения, то её можно выделить при нагревании:

Кислоты могут быть получены в результате электролиза солей, у которых катион разряжается на катоде, а анион на аноде разряжаться не может:

Кислоты могут быть получены путем обменных реакций кислот с кислотными оксидами:

4 HClO 4 + P 4 O 10 → 4 HPO 4 + 2 Cl 2 O 7 4 HNO 3 + P 4 O 10 → 4 HPO 3 + 2 N 2 O 5

В эти же реакции вступают и органические кислоты, образуя ангидриды карбоновых кислот:

Некоторые кислоты могут быть получены путём доокисления других кислот кислородом воздуха:

2 H 2 SO 3 + O 2 → 2 H 2 SO 4 2 HNO 2 + O 2 → 2 HNO 3

Некоторые путём доокисления оксидов в водном растворе кислородом воздуха, например, при промышленном способе получения азотной кислоты:

4 NO 2 + 2 Н 2 О + O 2 → 4 HNO 3

Некоторые кислоты получаются путем диспропорционирования других кислот:

Некоторые кислоты, например, серная и ортофосфорная могут быть превращены в другие кислоты взаимодействием с соответствующими оксидами:

H 2 SO 4 + SO 3 → H 2 S 2 O 7 (дисерная) H 2 S 2 O 7 + SO 3 → H 2 S 3 O 10 (трисерная)

H 2 S 3 O 10 + SO 3 → H 2 S 4 O 13 (тетрасерная) 8 H 3 PO 4 + P 4 O 10 → 6 H 4 P 2 O 7 (пирофосфорная)

При окислении неметаллов кислотами-окислителями:

As + 5 HNO 3 → H 3 AsO 4 + 5 NO 2 + H 2 O

Комплексные кислоты могут получены путём окисления благородных металлов «царской водкой»:

3 Pt + 18 HCl конц + 4 HNO 3 конц. → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Au + HNO 3 конц + 4 HCl конц. → H + NO + 2 H 2 O

Или окисления кремния смесью плавиковой и азотной кислот:

3 Si + 18 HF + 4 HNO 3 → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Органические кислоты можно получать путём окисления в разных условиях очень многих классов органических соединений, в частности алканов, алкенов, алкадиенов, алкинов, алкиларенов, первичных спиртов, альдегидов, кетонов, сложных эфиров. Монокарбоновые кислоты можно получать из дикарбоновых кислот путём их декарбоксилирования (материал будет изложен в соответствующих разделах органической химии).

Похожая информация.

Все кислоты, их свойства и основания делятся на сильные и слабые. Но не смейте путать такие понятия как «сильная кислота» или «сильное основание» с их концентрацией. Например, нельзя сделать концентрированный раствор слабой кислоты или разбавленный раствор сильного основания. Например, соляная кислота, когда растворяется в воде то отдает каждой из двух молекул воды по одному своему протону.

Когда происходит химическая реакция в ионе гидроксония ион водорода очень прочно связывается с молекулой воды. Сама реакция будет происходит до тех пор, пока полностью не исчерпаются ее реагенты. Наша вода в этом случае играет роль основания, так как получает протон от соляной кислоты. Кислоты, которые диссоциируются нацело в водных растворах, называются сильными.

Когда нам известно самая начальная концентрация сильной кислоты, то в данном случае не составляет труда подсчитать какая концентрация ионов гидроксония и хлорид-ионов в растворе. Например, если вы возьмете и в 1 литр воды растворите 0,2 моля газообразной соляной кислоты, концентрация ионов после диссоциации будет точно такой же.

Примеры сильных кислот:

1) HCl — соляная кислота;
2) HBr — бромводород;
3) HI — йодоводород;
4) HNO3 — азотная кислота;
5) HClO4 — хлорная кислота;
6) H2SO4 — серная кислота.

Все известные кислоты (за исключением серной кислоты), представлены в списке выше и являются монопротоновыми, так как их атомы отдают по одному протону; молекулы серной кислоты могут с легкостью отдавать два своих протона, именно поэтому серная кислота является дипротоновой.

К сильным основаниям относятся электролиты, они полностью диссоциируются в водных растворах с образованием гидроксид-иона.

Аналогично с кислотами, вычислить концентрацию гидроксид-иона очень просто, если вы узнаете исходную концентрацию раствора. Например, раствор NaOH с концентрацией 2 моль/л диссоциирует на такую же концентрацию ионов.

Слабые кислоты. Основания и свойства

Что касается слабых кислот, то они диссоциируются не полностью, то есть частично. Различать сильные и слабые кислоты очень просто: если в справочной таблице рядом с названием кислоты показана ее константа то эта кислота является слабой; если же константа не приведена то данная кислота является сильной.

Слабые основания также хорошо реагируют с водой с образованием равновесной системы. Слабые кислоты также характеризуются константой диссоциации К.

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 кислород содержащих кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:

Кислота (Н n А)	Кислотный остаток (А)	Соответствующий кислотный оксид
H 2 SO 4 серная	SO 4 (II) сульфат	SO 3 оксид серы (VI )
HNO 3 азотная	NO 3 (I) нитрат	N 2 O 5 оксид азота (V )
HMnO 4 марганцевая	MnO 4 (I) перманганат	Mn 2 O 7 оксид марганца (VII )
H 2 SO 3 сернистая	SO 3 (II) сульфит	SO 2 оксид серы (IV )
H 3 PO 4 ортофосфорная	PO 4 (III) ортофосфат	P 2 O 5 оксид фосфора (V )
HNO 2 азотистая	NO 2 (I) нитрит	N 2 O 3 оксид азота (III )
H 2 CO 3 угольная	CO 3 (II) карбонат	CO 2 оксид углерода (IV )
H 2 SiO 3 кремниевая	SiO 3 (II) силикат	SiO 2 оксид кремния (IV)
НСlO хлорноватистая	СlO (I) гипохлорит	С l 2 O оксид хлора (I)
НСlO 2 хлористая	СlO 2 (I) хлорит	С l 2 O 3 оксид хлора (III)
НСlO 3 хлорноватая	СlO 3 (I) хлорат	С l 2 O 5 оксид хлора (V)
НСlO 4 хлорная	СlO 4 (I) перхлорат	С l 2 O 7 оксид хлора (VII)

б) Таблица бескислородных кислот

Кислота (Н n А)	Кислотный остаток (А)
HCl соляная, хлороводородная	Cl (I ) хлорид
H 2 S сероводородная	S (II ) сульфид
HBr бромоводородная	Br (I ) бромид
HI йодоводородная	I (I ) йодид
HF фтороводородная,плавиковая	F (I ) фторид

Физические свойства кислот

Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная HPO 3 , борная H 3 BO 3 . Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H 2 SiO 3 . 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, H 2 S	HNO 3 , H 2 SO 4 и другие
ПОЛУЧЕНИЕ
1. Прямое взаимодействие неметаллов H 2 + Cl 2 = 2 HCl	1. Кислотный оксид + вода = кислота SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой 2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ­

Химические свойства кислот

1. Изменяют окраску индикаторов

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 H 2

(искл. HNO 3 –азотная кислота)

Видео "Взаимодействие кислот с металлами"

Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H 2 (р. замещения)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов

Видео "Взаимодействие оксидов металлов с кислотами"

Ме х О у + КИСЛОТА= СОЛЬ + Н 2 О (р. обмена)

4. Реагируют с основаниями – реакция нейтрализации

КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H 2 O (р. обмена)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется кислота, выпадающая в осадок или выделяется газ:

2 NaCl (тв .) + H 2 SO 4 (конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ­ ( р . обмена )

Видео "Взаимодействие кислот с солями"

6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании

(искл. H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 )

КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р. разложения)

Запомните! Неустойчивые кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду :

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:

СаS + 2HCl = H 2 S + Ca Cl 2

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Распределите химические формулы кислот в таблицу. Дайте им названия:

LiOH , Mn 2 O 7 , CaO , Na 3 PO 4 , H 2 S , MnO , Fe (OH ) 3 , Cr 2 O 3 ,HI , HClO 4 , HBr , CaCl 2 , Na 2 O , HCl , H 2 SO 4 , HNO 3 , HMnO 4 , Ca (OH ) 2 , SiO 2 , Кислоты

Бес-кисло-

родные

Кислород- содержащие

растворимые

нераст-воримые

одно-

основные

двух-основные

трёх-основные

№2. Составьте уравнения реакций:

Ca + HCl

Na + H 2 SO 4

Al + H 2 S

Ca + H 3 PO 4
Назовите продукты реакции.

№3. Составьте уравнения реакций, назовите продукты:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO 3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

№4. Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:

KOH + HNO 3

NaOH + H 2 SO 3

Ca(OH) 2 + H 2 S

Al(OH) 3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H 2 SO 4 + K 2 CO 3

HNO 3 + CaCO 3

Назовите продукты реакции.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1. "Формулы и названия кислот"

Тренажёр №2. " Установление соответствия: формула кислоты - формула оксида"

Техника безопасности - Оказание первой помощи при попадании кислот на кожу

Техника безопасности -

Сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка, называются минеральными или неорганическими кислотами. Кислотным остатком являются оксиды и неметаллы, соединённые с водородом. Главное свойство кислот - способность образовывать соли.

Классификация

Основная формула минеральных кислот - H n Ac, где Ac - кислотный остаток. В зависимости от состава кислотного остатка выделяют два типа кислот:

• кислородные, содержащие кислород;
• бескислородные, состоящие только из водорода и неметалла.

Основной список неорганических кислот в соответствии с типом представлен в таблице.

Тип	Название	Формула
Кислородные
	Азотистая
	Дихромовая
	Йодноватая
	Кремниевые - метакремниевая и ортокремниевая	H 2 SiO 3 и H 4 SiO 4
	Марганцовая
	Марганцовистая
	Метафосфорная
	Мышьяковая
	Ортофосфорная
	Сернистая
	Тиосерная
	Тетратионовая
	Угольная
	Фосфористая
	Фосфорноватистая
	Хлорноватая
	Хлористая
	Хлорноватистая
	Хромовая
	Циановая
Бескислородные	Фтороводородная (плавиковая)
	Хлороводородная (соляная)
	Бромоводородная
	Йодоводородная
	Сероводородная
	Циановодородная

Кроме того, в соответствии со свойствами кислоты классифицируются по следующим признакам:

• растворимость : растворимые (HNO 3 , HCl) и нерастворимые (H 2 SiO 3);
• летучесть : летучие (H 2 S, HCl) и нелетучие (H 2 SO 4 , H 3 PO 4);
• степень диссоциации : сильные (HNO 3) и слабые (H 2 CO 3).

Рис. 1. Схема классификации кислот.

Для обозначения минеральных кислот используются традиционные и тривиальные названия. Традиционные названия соответствуют наименованию элемента, который образует кислоту с добавлением морфем -ная, -овая, а также -истая, -новатая, -новатистая для обозначения степени окисления.

Получение

Основные методы получения кислот представлены в таблице.

Свойства

Большинство кислот - жидкости с кислым вкусом. Вольфрамовая, хромовая, борная и несколько других кислот находятся в твёрдом состоянии при нормальных условиях. Некоторые кислоты (Н 2 СО 3 , H 2 SO 3 , HClO) существуют только в виде водного раствора и относятся к слабым кислотам.

Рис. 2. Хромовая кислота.

Кислоты - активные вещества, реагирующие:

• с металлами:

  Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ;

• с оксидами:

  CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O;

• с основанием:

  H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O;

• с солями:

  Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O.

Все реакции сопровождаются образованием солей.

Возможна качественная реакция с изменением цвета индикатора:

• лакмус окрашивается в красный;
• метил оранж - в розовый;
• фенолфталеин не меняется.

Рис. 3. Цвета индикаторов при взаимодействии кислоты.

Химические свойства минеральных кислот определяются способностью диссоциироваться в воде с образованием катионов водорода и анионов водородных остатков. Кислоты, реагирующие с водой необратимо (диссоциируются полностью) называются сильными. К ним относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная.

Что мы узнали?

Неорганические кислоты образованы водородом и кислотным остатком, которым являются атомы неметалла или оксид. В зависимости от природы кислотного остатка кислоты классифицируются на бескислородные и кислородсодержащие. Все кислоты имеют кислый вкус и способны диссоциироваться в водной среде (распадаться на катионы и анионы). Кислоты получают из простых веществ, оксидов, солей. При взаимодействии с металлами, оксидами, основаниями, солями кислоты образуют соли.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 98.

КИСЛОТЫ - сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотных остатков. Как правило, кислотные остатки образуют элементы-неметаллы. КЛАССИФИКАЦИЯ:

· по наличию/отсутствию кислорода:

1) кислородосодержащие : азотная - HNO 3 ; азотистая - HNO 2 ; серная - H 2 SO 4 ; сернистая - H 2 SO 3 ; угольная - H 2 CO 3 ; кремниевая - H 2 SiO 3 ; фосфорная - H 3 PO 4 ; 2) бескислородные : HCl - хлороводородная; H 2 S - сероводородная; HF - фтороводородная; HBr - бромоводородная; HI - йодоводородная

· по числу атомов водорода:

1) одноосновные : HNO 3 - азотная; HF - фтороводородная; HCl - хлороводородная; HBr - бромоводородная; HI - иодоводородная; 2) двухосновные : H 2 SO 4 - серная; H 2 SO 3 - сернистая; H 2 S - сероводородная; H 2 CO 3 - угольная; H 2 SiO 3 - кремниевая; 3) трёхосновные : H 3 PO 4 - фосфорная

ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ:

1) Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус и метиловый оранжевый окрашиваются растворами кислот в красный цвет. 2) Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода.

H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2 H2O

H3PO4 + Fe(OH)3 = FePO4 + 3 H2O

2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2 + 6 H2O

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями - такими как NaOH и KOH:

H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O

3) Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды - ближайшие родственники оснований - с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

2 HCl + CaO = CaCl2 + H2O

2 H3PO4 + Fe2O3 = 2 FePO4 + 3 H2O

4) Взаимодействие кислот с металлами. Для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия. Во-первых, металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк - напротив - реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

2 HCl + 2 Na = 2 NaCl + H2

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов. Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Ряд активности металлов.

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с металлом из левой части таблицы. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+.

С точки зрения электролитической диссоциации, все общие характерные свойства кислот (кислый вкус, изменение цвета индикатора, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями) обусловлены ионами водорода H+, точнее, ионами гидроксония H3O+

Специфические свойства азотной кислоты

Сильный окислитель

1. Разлагается на свету и при нагревании

4HNO 3 – t°,hn ® 2H 2 O + 4NO 2 ­ + O 2 ­

2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция")

3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

4. С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO 2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

S 0 + 6HNO 3 (конц) ® H 2 S +6 O 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

B 0 + 3HNO 3 ® H 3 B +3 O 3 + 3NO 2

3P 0 + 5HNO 3 + 2H 2 O ® 5NO + 3H 3 P +5 O 4

28. Основания, их классификация. Амфотерные основания. Химические свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

Основания - электролиты, при диссоциации ко­торых образуется только один виданионов - гидроксид-ионы. Классификация оснований 1. Растворимые в воде (щелочи) - гидроксиды металлов главных подгрупп Iи II групп. 2. Нерастворимые в воде - гидроксиды остальных металлов. Химические свойства . Щелочи изменяют окраску индикаторов (лакмусстановится синим, фенолфталеин – малиновым).Взаимодействие с кислотами: Взаимодействие с кислотными оксидами: Растворы щелочей вступают в реакции ионного обмена с растворами солей, еслиобразующийся при этом гидроксид нерастворим в воде: При нагревании слабые основания разлагаются на оксиды металлов и воду: Получение оснований. Щелочи получают электро­лизом растворов солей.Электролиз раствора хлорида натрия. Процессы на катоде и аноде: Уравнение реакции: Нерастворимые в воде основания получают реакци­ей обмена со щелочами:

34. Понятие об энергии активации. Уравнение Аррениуса. Катализаторы.

Уравнение Аррениуса . , где А – предэкспоненциальный множитель, – энергия активации реакции; Т – абсолютная температура.

В химической кинетике часто пользуются уравнением Аррениуса в логарифмической форме:

Из уравнения следует, что зависимость константы скорости химической реакции от температуры линейна

Энергия активации равна разности между средней энергией реагирующих частиц и энергией активированного комплекса. Энергия активации является характеристикой каждой реакции и определяет влияние на скорость химической природы реагирующих веществ.

Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется ЭНЕРГИЕЙ АКТИВАЦИИ (кДж/моль) данной реакции. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами. Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, начинаются с разрыва или ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ. При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние называется активированным комплексом. Вещества, не расходующиеся в результате протекания химической реакции, но влияющие на её скорость, называются КАТАЛИЗАТОРАМИ . Биологические катализаторы белкового происхождения называются ферментами. УРАВНЕНИЕ АРРЕНИУСА описывает зависимость константы скорости от температуры: κ(T)=A·e - E /(RT) где А- постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ.

30. Оксиды, их классификация. Виды связей. Химические свойства.

ОКСИДЫ -сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ - такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Na 2 O, CaO, FeO, NiO являются основными, так как им соответствуют основания NaOH, Ca(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Ni(OH) 2 . Некоторые основные оксиды при взаимодействии с водой образуют основания: Na 2 O+H 2 O=2NaOH ; CaO+H 2 O=Ca(OH) 2

Оксиды, которые не взаимодействуют с водой, образуют соответствующие им основания из солей: NiSO 4 +2NaOH=Ni(OH) 2 +Na 2 SO 4

Основные оксиды образуются только металлами.

КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ - такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, CO 2 , P 2 O 5 , SO 2 , SO 3 – кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты H 2 CO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 SO 4 .

Большинство кислотных оксидов образуют кислоты при взаимодействии с водой, например: CO 2 +H 2 O=H2CO 3 ; SO 3 +H 2 O=H2SO 4

Некоторые оксиды с водой не взаимодействуют, однако сами они могут быть получены из кислоты: H 2 SiO 3 =SiO 2 +H 2 O

Кислотные оксиды образуются неметаллами и некоторыми металлами, проявляющими высокие степени окисления.

АМФОТЕРНЫЕ ОКСИДЫ - такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, то есть обладают двойственными свойствами. К ним относятся некоторые оксиды металлов: ZnO, Al 2 O 3 , Cr2O 3 и др. Амфотерные оксиды не соединяются с водой, но они реагируют с кислотами и с основаниями. Например: ZnO+2HCl+ZnCl+H 2 O ; ZnO+2NaOH+H 2 O=Na 2

Основные, кислотные и амфотерные оксиды являются солеобразующими.

БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ ОКСИДЫ - небольшая группа оксидов, которые не проявляют ни основных ни кислотных свойств и не образуют солей. Оксид углерода (2) CO, оксид азота(1) N 2 O, оксид азота (2) NO и оксид кремния (2) SiO.

ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

1) Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

FeO+H 2 SO 4 =FeSO 4 +H 2 O

2) Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду.

SO 3 +2NaOH=Na 2 SO 4 +H 2 O

3) Взаимодействие основных и кислотных оксидов приводит к образованию солей.

CaO+CO 2 =CaCO 3

31. Генетическая связь между различными классами соединений. Генетические связи - это связи между разными классами, основанные на их взаимопревращениях.
Зная классы неорганических веществ, можно составить генетические ряды металлов и неметаллов. В основу этих рядов положен один и тот же элемент.
Среди металлов можно выделить две разновидности рядов:
1 .Генетический ряд, в котором в качестве основания выступает щёлочь. Этот ряд можно представить с помощью следуюших превращений: металл--основный оксид--щёлочь--соль, например генетический ряд калия K--K 2 O--KOH--KCl.
2 . Генетический ряд, где в качестве основания выступает нерастворимое основание, тогда ряд можно представить цепочкой превращений: металл--основный оксид--соль--нерастворимое основание--основный оксид--металл. Например:Cu--CuO--CuCl 2 --Cu(OH) 2 --CuO-->Cu
Среди неметаллов также можно выделить две разновидности рядов:
1 . Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда выступает растворимая кислота. Цепочку превращений можно представить в следующем виде: неметалл--кислотный оксид--растворимая кислота--соль.Например:
P--P 2 O 5 --H 3 PO 4 --Na 3 PO 4 .
2 . Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда выступает нерастворимая кислота: неметалл--кислотный оксид--соль--кислота--кислотный оксид--неметалл, Например:
Si--SiO 2 --Na 2 SiO 3 --H 2 SiO 3 --SiO 2 --Si.

35. Общие представления о растворах. Растворимость газа в жидкости, растворимость жидкости в жидкости. Растворимость твердого тела в жидкости.

Раствор – гомогенная система, состоящая из двух и более независимых компонентов, соотношения между которыми могут изменяться. Один из компонентов – растворитель, остальные – растворенные вещества. Растворитель - вещество, которое в чистом виде находится в той же фазе, что и раствор.

Насыщенный раствор – раствор, который находится в равновесии с твердой фазой растворенного вещества и содержит максимально возможное при данных условиях количество этого вещества. Раствор, концентрация растворенного вещества в котором ниже концентрации в насыщенном растворе, называется ненасыщенным.

Концентрация (количественная характеристика растворов) – относительное содержание каждого компонента, составляющего данный раствор.

Растворимость газов в жидкостях

Растворимость газов в жидкостях зависит от ряда факторов: природы газа и жидкости, давления, температуры, концентрации растворенных в жидкости веществ (особенно сильно влияет на растворимость газов концентрация электролитов).

Наибольшее влияние на растворимость газов в жидкостях оказывает природа веществ. Так, в 1 литре воды при t = 18 °С и P = 1 атм. растворяется 0.017 л. азота, 748.8 л. аммиака или 427.8 л. хлороводорода. Аномально высокая растворимость газов в жидкостях обычно обусловливается их специфическим взаимодействием с растворителем – образованием химического соединения (для аммиака) или диссоциацией в растворе на ионы (для хлороводорода). Газы, молекулы которых неполярны, растворяются, как правило, лучше в неполярных жидкостях – и наоборот. Зависимость растворимости газов от давления выражается законом Генри – Дальтона :

Растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению над жидкостью.

Здесь С – концентрация раствора газа в жидкости, k – коэффициент пропорциональности, зависящий от природы газа. Закон Генри – Дальтона справедлив только для разбавленных растворов при малых давлениях, когда газы можно считать идеальными. Газы, способные к специфическому взаимодействию с растворителем, данному закону не подчиняются.

Растворимость газов в жидкостях существенно зависит от температуры; количественно данная зависимость определяется уравнением Клапейрона – Клаузиуса (здесь X – мольная доля газа в растворе, λ – тепловой эффект растворения 1 моля газа в его насыщенном растворе):

Как правило, при растворении газа в жидкости выделяется теплота (λ < 0), поэтому с повышением температуры растворимость уменьшается. Растворимость газов в жидкости сильно зависит от концентрации других растворенных веществ. Зависимость растворимости газов от концентрации электролитов в жидкости выражается формулой Сеченова (X и X o – растворимость газа в чистом растворителе и растворе электролита с концентрацией C):

Взаимная растворимость жидкостей

В зависимости от природы жидкости могут смешиваться в любых соотношениях (в этом случае говорят о неограниченной взаимной растворимости), быть практически нерастворимыми друг в друге либо обладать ограниченной растворимостью. Рассмотрим последний случай на примере системы анилин – вода. Если смешать примерно равные количества воды и анилина, система будет состоять из двух слоев жидкости; верхний слой – раствор анилина в воде, нижний – раствор воды в анилине. Для каждой температуры оба раствора имеют строго определенный равновесный состав, не зависящий от количества каждого из компонентов.

Рис. 1. Диаграмма растворимости системы анилин – вода.

Зависимость концентрации растворов от температуры принято изображать графически с помощью диаграммы взаимной растворимости. Эта диаграмма для системы анилин-вода приведена на рис. 1. Область под кривой – это область расслаивания жидкостей. Повышение температуры приводит к увеличению концентрации каждого из растворов (увеличению взаимной растворимости), и при некоторой температуре, называемой критической температурой расслоения (Т кр на рис. 1) взаимная растворимость воды и анилина становится неограниченной. Система анилин – вода относится к т.н. системам с верхней критической температурой расслоения ; существуют также и системы, для которых повышение температуры приводит к уменьшению взаимной растворимости компонентов.

Растворимость твердых веществ в жидкостях

Растворимость твердых веществ в жидкостях определяется природой веществ и, как правило, существенно зависит от температуры; сведения о растворимости твердых тел целиком основаны на опытных данных. Качественным обобщением экспериментальных данных по растворимости является принцип "подобное в подобном": полярные растворители хорошо растворяют полярные вещества и плохо – неполярные, и наоборот.

Рис. 2. Кривые растворимости некоторых солей в воде.
1 – КNО 3 , 2 – Nа 2 SО 4 ·10Н 2 О, 3 – Nа 2 SО 4 , 4 – Ва(NО 3) 2 .

Зависимость растворимости S от температуры обычно изображают графически в виде кривых растворимости (рис. 2). Поскольку теплота растворения твердых веществ в жидкостях может быть как положительной, так и отрицательной, растворимость при увеличении температуры может увеличиваться либо уменьшаться (согласно принципу Ле Шателье – Брауна).

42. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

Гидролиз – обратимое взаимодействие ионов солей с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

При растворении соли в воде происходит её гидролиз по катиону. Наблюдается накопление ионов водорода, обеспечивающих кислую реакцию раствора, pH<7.

37. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Примеры.

Электролитическая диссоциация – распад некоторых веществ на ионы в растворе под действием молекул растворителя или в расплаве. Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. Остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.

Теория Электролитической диссоциации:

1. при растворении в воде электролиты распадаются на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы). ионы в растворе взаимодействуют с молекулами воды (гидратация). Процесс диссоциации является обратимым.

2. под действием постоянного электрического тока катионы движутся по катоду, анионы – к аноду.

3. степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры.

Степень диссоциации (а) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N’) к общему числу растворенных молекул (N): а = N’/ N;

Сильный электролит – вещество, степень диссоциации которого больше 30%.. к сильным электролитам относят все соли, сильные кислоты, сильные основания.

Слабый электролит – вещество, степень диссоциации которого меньше 3%. к слабым электролитам относят слабые кислоты, слабые основания.

Кислоты диссоциируют с образованием положительных ионов одного вида – ионов водорода: HCl+H2O->H3O⁺+Cl⁻

Средние соли образуют катионы металлов или комплексные катионы и одноатомные либо многоатомные анионы: NaCl->Na⁺+Cl⁻, (NH4)2SO4->2NH4⁺+S .

При диссоциации щёлочи образуют анионы OH − и катион металла.

40. Труднорастворимые электролиты. Равновесие раствор-осадок. Произведение растворимости. Связь растворимости и произведения растворимости на примере BaSO4.

Применение закона действующих масс к гетерогенной системе – насыщенному раствору малорастворимого электролита, находящемуся в равновесии со своим осадком:

Дает выражение константы равновесия:

Которая в данном случае называется произведением растворимости:

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов, возведенных в степень с показателем, равным стехиометрическому коэффициенту при данном ионе, при данной температуре – величина постоянная.

Чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость.

В насыщенном растворе устанавливается динамическое равновесие между твердой фазой (осадком) и раствором, где находятся ионы данного труднорастворимого соединения.

39. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Определение pH водных растворов сильных и слабых электролитов.

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан

H2O + H2O ↔ H3O + + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H 2 O ↔ H + + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

К д = (a H a OH)/a H 2 O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 10 8 молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями, а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: = Кд 55,5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: a H ·a OH = Кв.

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg a H . Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H + и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз – 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид-ионов есть постоянная величина. Эта постоянная величина называется ИОННЫМ ПРООИЗВЕДЕНИЕМ ВОДЫ . Вода является слабым электролитом и в очень малой степени диссоциирует на ионы: H 2 O↔ H + + OH - Константа диссоциации воды при 25 градусах равна: K H 2 O = */ = 1,8*10 -16 В 1 литре воды находится 1 кг или 55,56 моль воды. На ионы распадается 1*10 -7 часть каждого моля, поэтому концентрацию Н 2 О можно считать постоянной величиной. Тогда будем иметь:

*=*K H 20 Подставляем значение KH2O и концентрации ее в 1 литре.

* = 1,8*10-16*55,56 = 1*10-14 = Kв (Kв – ионное произведение воды, которое является постоянной величиной при данной температуре) С увеличением температуры Kв увеличивается, например, при 50 градусах она составляет 5,47*10-14. Из формулы ионного произведения воды видно, что концентрации водородных и гидроксид-ионов находятся в обратной зависимости одна от другой. Характер среды любого водного раствора определяется относительными величинами концентрации катионов водорода и гидроксид анионов. Вместо концентрации ионов гидроксония указывают десятичный логарифм, взятый с обратным знаком.

41. Реакции ионного обмена. Условия их необратимости.

Реакции ионного обмена - окислительно-восстановительная реакция, которая идетв направлении связы­вания ионов, но при которой не происходит изменениястепеней окисления. Условия течения реакций в растворах электролитов до конца:1) в результате реакции выпадает осадок: 2) в результате реакции выделяется газ: 3) в результате реакции образуется малодиссоциирующее вещество: Ионный обмен – это процесс, в результате которого ионы,находящиеся в твердой фазе. обмениваются с ионами, находящимися в растворе.Нерастворимое твердое вещество может представлять собой какой-либо природныйматериал либо синтетическую смолу. Природные материалы, используемые дляионного обмена, включают цеолиты (комплексные алюмосиликаты натрия) иглауконитовый песок.На поверхности этих твердых веществ имеются электрически заряженные центры,расположенные на более или менее регулярном расстоянии друг от друга. Этицентры удерживают на себе простые ионы с зарядами противоположного знака.Именно эти ионы обмениваются с другими ионами, содержащимися в растворе. Катионообменники. Катионообменные материалы состоят из трех частей:1) основная масса, или скелет, обычно обозначаемый символом R–;2) активные центры (такие группы, как - либо - );3) катионы, подлежащие обмену (обычно это ионы Н + или Н 3 О +).Когда твердый катионообменник приходит в соприкосновение с раствором, вкотором содержатся какие-либо ионы, между ними устанавливается равновесие.Например, Если первоначально раствор содержит, например, хлорид натрия, то ионы натрияобме­ниваются с ионами водорода и из нижней части колонки вытекаетразбавленный раствор соляной кислоты.Ионообменный материал можно регенерировать (восстанавливать), промываяколонку разбавленной соляной кислотой. Это приводит к смещению влеворас­сматриваемого равновесия, в результате чего ионы натрия замещаются ионамиводорода. Анионообменники . Анионообменник удаляет из раствора анионы. Типичнымпри­мером анионного обмена является следующее равновесие: Для регенерации анионообменника может использоваться какое-либо основание,на­пример раствор гидроксида натрия. Это сдвигает указанное равновесие влево.

45. Способы выражения количественного состава растворов.

МАССОВАЯ ДОЛЯ (ω) - отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Обычно выражается в процентах. Безмерная величина, которая может быть выражена в долях единицы ω=m в-ва /m р-ра или в процентах ω%=m в-ва /m р-ра *100% . Для бинарного раствора (т.е. содержащего только два вещества) масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя (m р-ра =m в-ва +m р-рит ) и выражения для массовой доли запишутся:

ω=m в-ва /m в-ва +m р-рит *100% Массовую долю, выраженную в процентах, раньше называли процентной концентрацией. Она показывает массу растворенного вещества в граммах находящуюся в 100г раствора.

МОЛЬНАЯ ДОЛЯ (N) - отношение количества растворённого вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, составляющих раствор. Например раствор состоит из растворителя и двух растворенных веществ. Мольные доли каждого будут равны: N i =n 1 /n 1 +n 2 +n 3

Где n 1 n 2 n 3 - соответственно кол-во вещества, растворителя и растворенных веществ. Мольная доля - это безразмерная величина, которую чаще всего выражают в долях единицы. Алгебраическая сумма мольных долей всех веществ, присутствующих в растворе, рана единице.

МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ (молярность)(См) - отношение количества растворённого вещества к объёму раствора. Она показывает количество молей растворенного вещества, находящееся в 1 литре раствора. Cм=n в-ва /V ; С м =m в-ва /M в-ва *V Где n - количество растворенного вещества, моль; m - масса растворенного вещества, г; М - молярная масса растворенного вещества, г/моль; V - объем раствора, л.

МОЛЯЛНОСТЬ (m) – отношение количества растворённого вещества к массе растворителя. Моляльная концентрация показывает количество моль растворенного вещества, приходящееся на 1000г растворителя. Сμ=m в-ва *1000/M в-ва *g Где m в-ва - масса растворенного вещества, приходящаяся на g (г) растворителя, М в-ва - молярная масса растворенного вещества.

ЭКВИВАЛЕНТНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ (Сн) - отношение числа эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора. Нормальность показывает количество растворенного вещества, находящееся в 1 литре раствора. Cн = n Эв-ва /V Сн = m в-ва /Э в-ва *V Где n Эв-ва - количество растворенного вещества, Моль-экв; m в-ва - масса растворенного вещества,г; Э в-ва - эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль-экв; V - объем раствора, л.Объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям.