الأسباب: التصنيف والخصائص الكيميائية. القواعد: التصنيف والخواص الكيميائية جدول الخواص الكيميائية للأملاح الحمضية للقواعد

بعد قراءة المقال ستتمكن من فصل المواد إلى أملاح وأحماض وقواعد. توضح المقالة ما هو الرقم الهيدروجيني للمحلول وما هي الخصائص العامة للأحماض والقواعد.

مثل المعادن واللافلزات، الأحماض والقواعد هي تقسيم المواد على أساس خصائص مماثلة. تعود النظرية الأولى للأحماض والقواعد إلى العالم السويدي أرينيوس. وفقًا لأرينيوس، الحمض هو فئة من المواد التي، عند تفاعلها مع الماء، تنفصل (تتحلل)، مكونة كاتيون الهيدروجين H +. قواعد ارهينيوس في محلول مائي تشكل OH - الأنيونات. تم اقتراح النظرية التالية في عام 1923 من قبل العلماء برونستيد ولوري. تُعرِّف نظرية برونستد-لوري الأحماض بأنها مواد قادرة على التبرع ببروتون في التفاعل (يسمى كاتيون الهيدروجين بروتونًا في التفاعلات). وبالتالي فإن القواعد هي مواد يمكنها قبول البروتون في التفاعل. النظرية ذات الصلة حاليًا هي نظرية لويس. تعرف نظرية لويس الأحماض بأنها جزيئات أو أيونات قادرة على قبول أزواج الإلكترونات، وبالتالي تشكيل مقاربات لويس (المقارب هو مركب يتكون من الجمع بين اثنين من المواد المتفاعلة دون تشكيل منتجات ثانوية).

في الكيمياء غير العضوية، كقاعدة عامة، يعني الحمض حمض برونستد-لوري، أي المواد القادرة على التبرع بالبروتون. إذا كانوا يقصدون تعريف حمض لويس، فإن هذا الحمض في النص يسمى حمض لويس. تنطبق هذه القواعد على الأحماض والقواعد.

التفكك

التفكك هو عملية تحلل المادة إلى أيونات في المحاليل أو المنصهرات. على سبيل المثال، تفكك حمض الهيدروكلوريك هو تحلل حمض الهيدروكلوريك إلى H+ وCl-.

خصائص الأحماض والقواعد

تميل القواعد إلى أن تكون ذات ملمس صابوني عند اللمس، بينما طعم الأحماض بشكل عام لاذع.

عندما تتفاعل قاعدة مع العديد من الكاتيونات، يتم تشكيل راسب. عندما يتفاعل حمض مع الأنيونات، عادة ما يتم إطلاق الغاز.

الأحماض شائعة الاستخدام:
H 2 O، H 3 O +، CH 3 CO 2 H، H 2 SO 4، H SO 4 −، HCl، CH 3 OH، NH 3

القواعد شائعة الاستخدام:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

الأحماض والقواعد القوية والضعيفة

أحماض قوية

هذه الأحماض التي تتفكك تماما في الماء، وتنتج كاتيونات الهيدروجين H + والأنيونات. مثال على حمض قوي هو حمض الهيدروكلوريك حمض الهيدروكلوريك:

حمض الهيدروكلوريك (محلول) + H 2 O (ل) → H 3 O + (محلول) + Cl - (محلول)

أمثلة على الأحماض القوية: HCl، HBr، HF، HNO 3، H 2 SO 4، HClO 4

قائمة الأحماض القوية

• حمض الهيدروكلوريك - حمض الهيدروكلوريك
• HBr - بروميد الهيدروجين
• مرحبا - يوديد الهيدروجين
• HNO3 - حمض النيتريك
• حمض الهيدروكلوريك 4 - حمض البيركلوريك
• H 2 SO 4 - حامض الكبريتيك

أحماض ضعيفة

يذوب جزئيا فقط في الماء، على سبيل المثال، HF:

HF (محلول) + H2O (l) → H3O + (محلول) + F - (محلول) - في مثل هذا التفاعل لا ينفصل أكثر من 90٪ من الحمض:
= < 0,01M для вещества 0,1М

يمكن التمييز بين الأحماض القوية والضعيفة من خلال قياس موصلية المحاليل: تعتمد الموصلية على عدد الأيونات، فكلما كان الحمض أقوى، كلما كان تفككه أكثر، وبالتالي، كلما كان الحمض أقوى، زادت الموصلية.

قائمة الأحماض الضعيفة

• فلوريد الهيدروجين HF
• ح3ص.4فوسفوريك
• H2SO3 كبريتي
• H2S كبريتيد الهيدروجين
• H2CO3 الفحم
• H2SiO3 السيليكون

أسباب قوية

القواعد القوية تتفكك تماما في الماء :

NaOH (محلول) + H2O ↔ NH4

تشتمل القواعد القوية على هيدروكسيدات فلزية من المجموعتين الأولى (القلوية، الفلزات القلوية) والثانية (القلوية، الفلزات الأرضية القلوية).

قائمة القواعد القوية

• هيدروكسيد الصوديوم NaOH (الصودا الكاوية)
• KOH هيدروكسيد البوتاسيوم (البوتاسيوم الكاوي)
• LiOH هيدروكسيد الليثيوم
• Ba(OH)2 هيدروكسيد الباريوم
• Ca(OH)2 هيدروكسيد الكالسيوم (الجير المطفأ)

أسس ضعيفة

في تفاعل عكسي في وجود الماء، فإنه يشكل OH- الأيونات:

NH 3 (محلول) + H 2 O ↔ NH + 4 (محلول) + OH - (محلول)

معظم القواعد الضعيفة هي الأنيونات:

F - (محلول) + H 2 O ↔ HF (محلول) + OH - (محلول)

قائمة القواعد الضعيفة

• Mg(OH)2 هيدروكسيد المغنيسيوم
• الحديد (OH) 2 هيدروكسيد الحديد (II).
• Zn(OH)2 هيدروكسيد الزنك
• NH4OH هيدروكسيد الأمونيوم
• الحديد (OH) 3 هيدروكسيد الحديد (III).

تفاعلات الأحماض والقواعد

حمض قوي وقاعدة قوية

يُسمى هذا التفاعل بالتحييد: عندما تكون كمية الكواشف كافية لفصل الحمض والقاعدة بشكل كامل، فإن المحلول الناتج سيكون متعادلًا.

مثال:
ح 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

قاعدة ضعيفة وحمض ضعيف

نوع التفاعل العام:
قاعدة ضعيفة (محلول) + H 2 O ↔ حمض ضعيف (محلول) + OH - (محلول)

قاعدة قوية وحمض ضعيف

تنفصل القاعدة تمامًا، وينفصل الحمض جزئيًا، ويكون للمحلول الناتج خواص ضعيفة للقاعدة:

HX (محلول) + OH - (محلول) ↔ H 2 O + X - (محلول)

حمض قوي وقاعدة ضعيفة

الحمض يتفكك بشكل كامل، والقاعدة لا تتفكك بشكل كامل:

تفكك الماء

التفكك هو تحلل المادة إلى الجزيئات المكونة لها. تعتمد خصائص الحمض أو القاعدة على التوازن الموجود في الماء:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (حل) + OH - (حل)
ك ج = / 2
ثابت توازن الماء عند t=25°: K c = 1.83⋅10 -6، والمساواة التالية موجودة أيضًا: = 10 -14، وهو ما يسمى ثابت تفكك الماء. بالنسبة للمياه النقية = = 10 -7، وبالتالي -lg = 7.0.

هذه القيمة (-lg) تسمى pH - إمكانات الهيدروجين. إذا كان الرقم الهيدروجيني< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7، فإن المادة لها خصائص أساسية.

طرق تحديد الرقم الهيدروجيني

طريقة مفيدة

جهاز خاص، مقياس الرقم الهيدروجيني، هو جهاز يحول تركيز البروتونات في المحلول إلى إشارة كهربائية.

المؤشرات

مادة يتغير لونها في نطاق معين من الأس الهيدروجيني اعتمادًا على حموضة المحلول، باستخدام عدة مؤشرات يمكنك تحقيق نتيجة دقيقة إلى حد ما.

ملح

الملح هو مركب أيوني يتكون من كاتيون غير H+ وأنيون غير O2-. في محلول مائي ضعيف، تنفصل الأملاح تماما.

تحديد الخواص الحمضية القاعدية للمحلول الملحي، من الضروري تحديد الأيونات الموجودة في المحلول والنظر في خصائصها: الأيونات المحايدة المتكونة من الأحماض والقواعد القوية لا تؤثر على الرقم الهيدروجيني: فهي لا تطلق أيونات H + أو OH - في الماء. على سبيل المثال، Cl -، NO - 3، SO 2- 4، Li +، Na +، K +.

الأنيونات المتكونة من الأحماض الضعيفة تظهر خصائص قلوية (F -، CH 3 COO -، CO 2- 3)؛ الكاتيونات ذات الخصائص القلوية غير موجودة.

جميع الكاتيونات، باستثناء معادن المجموعة الأولى والثانية، لها خصائص حمضية.

محلول منظم

المحاليل التي تحافظ على مستوى الرقم الهيدروجيني الخاص بها عند إضافة كمية صغيرة من حمض قوي أو قاعدة قوية تتكون بشكل أساسي من:

• مخلوط من حمض ضعيف والملح المقابل له وقاعدة ضعيفة
• قاعدة ضعيفة، يقابلها ملح وحمض قوي

لتحضير محلول منظم لحموضة معينة يجب خلط حمض أو قاعدة ضعيفة مع الملح المناسب مع مراعاة:

• نطاق الرقم الهيدروجيني الذي يكون فيه المحلول المنظم فعالاً
• سعة المحلول - كمية الحمض القوي أو القاعدة القوية التي يمكن إضافتها دون التأثير على الرقم الهيدروجيني للمحلول
• لا ينبغي أن تكون هناك ردود فعل غير مرغوب فيها يمكن أن تغير تركيبة المحلول

امتحان:

يمثل علم الكيمياء الحديث العديد من الفروع المختلفة، ولكل منها، بالإضافة إلى أساسه النظري، أهمية تطبيقية وعملية كبيرة. مهما كان ما تلمسه، فكل شيء من حولك هو منتج كيميائي. الأقسام الرئيسية هي الكيمياء العضوية وغير العضوية. دعونا نفكر في الفئات الرئيسية للمواد المصنفة على أنها غير عضوية وما هي خصائصها.

الفئات الرئيسية للمركبات غير العضوية

وتشمل هذه ما يلي:

1. أكاسيد.
2. ملح.
3. أسباب.
4. الأحماض.

يتم تمثيل كل فئة بمجموعة واسعة من المركبات ذات الطبيعة غير العضوية وهي مهمة في أي هيكل تقريبًا للنشاط الاقتصادي والصناعي البشري. تتم دراسة جميع الخصائص الرئيسية المميزة لهذه المركبات، ووجودها في الطبيعة وإنتاجها، في دورة الكيمياء المدرسية دون رسوب، في الصفوف 8-11.

يوجد جدول عام للأكاسيد والأملاح والقواعد والأحماض، والذي يقدم أمثلة على كل مادة وحالة تجمعها وحدوثها في الطبيعة. وتظهر أيضًا التفاعلات التي تصف الخواص الكيميائية. ومع ذلك، سننظر في كل فئة على حدة وبمزيد من التفاصيل.

مجموعة المركبات - الأكاسيد

4. التفاعلات التي تؤدي إلى تغيير العناصر لثاني أكسيد الكربون

أنا +ن O + C = أنا 0 + CO

1. الماء الكاشف: تكوين الأحماض (استثناء SiO 2)

ثاني أكسيد الكربون + الماء = حمض

2. التفاعلات مع القواعد:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. التفاعلات مع الأكاسيد الأساسية: تكوين الملح

ف 2 يا 5 + 3MnO = المنغنيز 3 (PO 3) 2

4. ردود الفعل الإجمالية:

ثاني أكسيد الكربون 2 + 2Ca = C + 2CaO،

إنها تظهر خصائص مزدوجة وتتفاعل وفقًا لمبدأ الطريقة الحمضية القاعدية (مع الأحماض والقلويات والأكاسيد الأساسية وأكاسيد الحمض). أنها لا تتفاعل مع الماء.

1. مع الأحماض: تكوين الأملاح والماء

AO + حمض = ملح + H2O

2. مع القواعد (القلويات): تكوين معقدات الهيدروكسو

Al 2 O 3 + LiOH + ماء = Li

3. التفاعلات مع أكاسيد الأحماض: الحصول على الأملاح

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. التفاعلات مع OO: تكوين الأملاح، والانصهار

MnO + Rb2O = ملح مزدوج Rb2MnO2

5. تفاعلات الاندماج مع القلويات وكربونات الفلزات القلوية: تكوين الأملاح

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

أنها لا تشكل الأحماض أو القلويات. أنها تظهر خصائص محددة للغاية.

كل أكسيد أعلى يتكون إما من معدن أو غير معدن، عندما يذوب في الماء، يعطي حمضًا أو قلويًا قويًا.

الأحماض العضوية وغير العضوية

في الصوت الكلاسيكي (استنادًا إلى مواضع ED - التفكك الإلكتروليتي - الأحماض عبارة عن مركبات تنفصل في بيئة مائية إلى كاتيونات H + وأنيونات من بقايا الحمض An -. ومع ذلك، تمت دراسة الأحماض اليوم بعناية في الظروف اللامائية، لذلك هناك العديد من النظريات المختلفة للهيدروكسيدات.

تتكون الصيغ التجريبية للأكاسيد والقواعد والأحماض والأملاح فقط من رموز وعناصر ومؤشرات تشير إلى كميتها في المادة. على سبيل المثال، يتم التعبير عن الأحماض غير العضوية بالصيغة H + بقايا الحمض n- . المواد العضوية لها تمثيل نظري مختلف. بالإضافة إلى الصيغة التجريبية، يمكنك كتابة صيغة هيكلية كاملة ومختصرة لها، والتي لن تعكس فقط تكوين الجزيء وكميته، ولكن أيضًا ترتيب الذرات وارتباطها ببعضها البعض والوظيفة الرئيسية مجموعة الأحماض الكربوكسيلية -COOH.

في المواد غير العضوية، تنقسم جميع الأحماض إلى مجموعتين:

• خالية من الأكسجين - HBr، HCN، HCL وغيرها؛
• تحتوي على الأكسجين (أحماض الأكسدة) - حمض الهيدروكلوريك 3 وكل شيء يوجد فيه الأكسجين.

يتم تصنيف الأحماض غير العضوية أيضًا حسب الاستقرار (مستقر أو مستقر - كل شيء باستثناء الكربونيك والكبريت، غير مستقر أو غير مستقر - الكربوني والكبريتي). من حيث القوة، يمكن أن تكون الأحماض قوية: الكبريتيك، الهيدروكلوريك، النيتريك، البيركلوريك وغيرها، وكذلك ضعيفة: كبريتيد الهيدروجين، هيبوكلوروس وغيرها.

الكيمياء العضوية لا تقدم نفس التنوع. تصنف الأحماض ذات الطبيعة العضوية على أنها أحماض كربوكسيلية. السمة المشتركة بينهما هي وجود المجموعة الوظيفية -COOH. على سبيل المثال، HCOOH (الفورميك)، CH 3 COOH (الخليك)، C 17 H 35 COOH (دهني) وغيرها.

هناك عدد من الأحماض التي تم التركيز عليها بعناية خاصة عند النظر في هذا الموضوع في دورة الكيمياء المدرسية.

1. سوليانايا.
2. نتروجين.
3. أورثوفوسفوريك.
4. الهيدروبروميك.
5. فحم.
6. يوديد الهيدروجين.
7. الكبريتيك.
8. الخليك أو الإيثان.
9. البيوتان أو الزيت.
10. الجاوي.

هذه الأحماض العشرة في الكيمياء هي مواد أساسية للفصل المقابل سواء في الدورة المدرسية أو بشكل عام في الصناعة والتوليفات.

خصائص الأحماض غير العضوية

تشمل الخصائص الفيزيائية الرئيسية، أولاً وقبل كل شيء، حالة التجميع المختلفة. بعد كل شيء، هناك عدد من الأحماض التي لها شكل بلورات أو مساحيق (البوريك، أورثوفوسفوريك) في الظروف العادية. الغالبية العظمى من الأحماض غير العضوية المعروفة هي سوائل مختلفة. تختلف نقاط الغليان والانصهار أيضًا.

يمكن أن تسبب الأحماض حروقًا شديدة، لأنها تمتلك القدرة على تدمير الأنسجة العضوية والجلد. تستخدم المؤشرات للكشف عن الأحماض:

• الميثيل البرتقالي (في البيئة العادية - برتقالي، في الأحماض - أحمر)،
• عباد الشمس (بنفسجي محايد، بالأحماض - أحمر) أو البعض الآخر.

وتشمل أهم الخصائص الكيميائية القدرة على التفاعل مع كل من المواد البسيطة والمعقدة.

الخواص الكيميائية للأحماض غير العضوية

ماذا يتفاعلون مع؟	رد فعل المثال
1. بمواد بسيطة - المعادن. الشرط الإلزامي: يجب أن يكون المعدن في EHRNM قبل الهيدروجين، لأن المعادن التي تقف بعد الهيدروجين غير قادرة على إزاحته من تركيبة الأحماض. ينتج التفاعل دائمًا غاز الهيدروجين والملح.
2. مع الأسباب. نتيجة التفاعل هي الملح والماء. تسمى تفاعلات الأحماض القوية مع القلويات بتفاعلات التعادل.	أي حمض (قوي) + قاعدة قابلة للذوبان = ملح وماء
3. مع هيدروكسيدات مذبذبة. خلاصة القول: الملح والماء.	2HNO 2 + هيدروكسيد البريليوم = Be(NO 2) 2 (ملح متوسط) + 2H 2 O
4. مع الأكاسيد الأساسية. النتيجة: ماء، ملح.	2HCL + FeO = كلوريد الحديد الثنائي + H2O
5. مع أكاسيد مذبذبة. التأثير النهائي: الملح والماء.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. مع الأملاح التي تتكون من الأحماض الأضعف. التأثير النهائي: الملح والحمض الضعيف.	2HBr + MgCO 3 = بروميد المغنيسيوم + H2O + CO2

عند التفاعل مع المعادن، لا تتفاعل جميع الأحماض بالتساوي. تتضمن الكيمياء (الصف التاسع) في المدرسة دراسة سطحية للغاية لمثل هذه التفاعلات، ومع ذلك، حتى في هذا المستوى يتم أخذ الخصائص المحددة لحمض النيتريك والكبريتيك المركز في الاعتبار عند التفاعل مع المعادن.

الهيدروكسيدات: القلويات، القواعد المذبذبة وغير القابلة للذوبان

الأكاسيد والأملاح والقواعد والأحماض - كل هذه الفئات من المواد لها طبيعة كيميائية مشتركة، موضحة ببنية الشبكة البلورية، وكذلك التأثير المتبادل للذرات في الجزيئات. ومع ذلك، إذا كان من الممكن إعطاء تعريف محدد جدًا للأكاسيد، فسيكون من الصعب القيام بذلك بالنسبة للأحماض والقواعد.

تمامًا مثل الأحماض، فإن القواعد، وفقًا لنظرية ED، هي مواد يمكن أن تتحلل في محلول مائي إلى كاتيونات معدنية Me n + وأنيونات مجموعات الهيدروكسيل OH - .

• قابلة للذوبان أو القلويات (قواعد قوية تتغير تتكون من معادن المجموعتين الأولى والثانية. مثال: KOH، NaOH، LiOH (أي أن عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية فقط تؤخذ في الاعتبار)؛
• قابل للذوبان قليلا أو غير قابل للذوبان (قوة متوسطة، لا تغير لون المؤشرات). مثال: هيدروكسيد المغنسيوم، الحديد (II)، (III) وغيرها.
• جزيئية (قواعد ضعيفة، في بيئة مائية تنفصل بشكل عكسي إلى جزيئات أيونية). مثال: N2H4، الأمينات، الأمونيا.
• هيدروكسيدات مذبذبة (إظهار خصائص الحمض الأساسي المزدوج). مثال: البريليوم والزنك وما إلى ذلك.

تتم دراسة كل مجموعة مقدمة في دورة الكيمياء المدرسية في قسم "الأساسيات". تتضمن الكيمياء في الصفوف 8-9 دراسة تفصيلية للقلويات والمركبات ضعيفة الذوبان.

الخصائص المميزة الرئيسية للقواعد

توجد جميع القلويات والمركبات القابلة للذوبان قليلاً في الطبيعة في حالة بلورية صلبة. وفي الوقت نفسه، تكون درجات حرارة انصهارها منخفضة عادةً، وتتحلل الهيدروكسيدات ضعيفة الذوبان عند تسخينها. لون القواعد مختلف. إذا كانت القلويات بيضاء، فإن البلورات ذات القواعد الجزيئية سيئة الذوبان يمكن أن تكون ذات ألوان مختلفة جدًا. يمكن العثور على قابلية ذوبان معظم مركبات هذه الفئة في الجدول الذي يعرض صيغ الأكاسيد والقواعد والأحماض والأملاح ويوضح قابليتها للذوبان.

يمكن للقلويات تغيير لون المؤشرات على النحو التالي: الفينول فثالين - قرمزي، برتقالي الميثيل - أصفر. يتم ضمان ذلك من خلال التواجد الحر لمجموعات الهيدروكسو في المحلول. هذا هو السبب في أن القواعد ضعيفة الذوبان لا تعطي مثل هذا التفاعل.

تختلف الخصائص الكيميائية لكل مجموعة من القواعد.

الخواص الكيميائية
القلويات	قواعد قابلة للذوبان قليلا	هيدروكسيدات مذبذبة
I. التفاعل مع ثاني أكسيد الكربون (النتيجة - الملح والماء): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + ماء ثانيا. التفاعل مع الأحماض (الملح والماء): تفاعلات التعادل العادية (انظر الأحماض) ثالثا. تتفاعل مع AO لتكوين مركب هيدروكسيو من الملح والماء: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O أو Na 2 رابعا. تتفاعل مع هيدروكسيدات مذبذبة لتكوين أملاح الهيدروكسيد المعقدة: نفس الشيء كما هو الحال مع AO، فقط بدون ماء V. تتفاعل مع الأملاح القابلة للذوبان لتكوين هيدروكسيدات وأملاح غير قابلة للذوبان: 3CsOH + كلوريد الحديد (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl السادس. يتفاعل مع الزنك والألومنيوم في محلول مائي لتكوين الأملاح والهيدروجين: 2RbOH + 2Al + ماء = مركب به أيون الهيدروكسيد 2Rb + 3H 2	I. عند تسخينها، فإنها يمكن أن تتحلل: هيدروكسيد غير قابل للذوبان = أكسيد + ماء ثانيا. التفاعلات مع الأحماض (النتيجة: الملح والماء): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + ماء ثالثا. التفاعل مع KO: Me +n (OH) n + KO = ملح + H 2 O	I. التفاعل مع الأحماض لتكوين الملح والماء: (II) + 2HBr = CuBr2 + ماء ثانيا. التفاعل مع القلويات: النتيجة - الملح والماء (الحالة: الانصهار) Zn(OH) 2 + 2CsOH = ملح + 2H2O ثالثا. تتفاعل مع هيدروكسيدات قوية: وتكون النتيجة أملاح إذا حدث التفاعل في محلول مائي: الكروم (OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

هذه هي معظم الخصائص الكيميائية التي تظهرها القواعد. كيمياء القواعد بسيطة للغاية وتتبع القوانين العامة لجميع المركبات غير العضوية.

فئة الأملاح غير العضوية. التصنيف والخصائص الفيزيائية

بناءً على أحكام ED، يمكن تسمية الأملاح بالمركبات غير العضوية التي تتفكك في محلول مائي إلى كاتيونات معدنية Me +n وأنيونات المخلفات الحمضية An n-. هكذا يمكنك أن تتخيل الأملاح. الكيمياء تعطي أكثر من تعريف، لكن هذا هو الأكثر دقة.

علاوة على ذلك، تنقسم جميع الأملاح حسب طبيعتها الكيميائية إلى:

• حمضية (تحتوي على كاتيون الهيدروجين). مثال: ناهسو4.
• أساسي (يحتوي على مجموعة الهيدروكسو). مثال: MgOHNO 3، FeOHCL 2.
• متوسط ​​(يتكون فقط من كاتيون فلز وبقايا حمض). مثال: كلوريد الصوديوم، CaSO4.
• مزدوج (يتضمن كاتيونين معدنيين مختلفين). مثال: NaAl(SO 4) 3.
• مجمع (مجمعات هيدروكسو ومجمعات مائية وغيرها). مثال: ك2.

تعكس صيغ الأملاح طبيعتها الكيميائية، وتشير أيضًا إلى التركيب النوعي والكمي للجزيء.

الأكاسيد والأملاح والقواعد والأحماض لها خصائص ذوبان مختلفة، والتي يمكن الاطلاع عليها في الجدول المقابل.

إذا تحدثنا عن حالة تجميع الأملاح، فيجب أن نلاحظ توحيدها. وهي موجودة فقط في الحالات الصلبة أو البلورية أو المسحوقية. نطاق الألوان متنوع تمامًا. محاليل الأملاح المعقدة، كقاعدة عامة، لها ألوان مشرقة ومشبعة.

التفاعلات الكيميائية لفئة الأملاح المتوسطة

لديهم خصائص كيميائية مماثلة للقواعد والأحماض والأملاح. الأكاسيد، كما درسنا بالفعل، تختلف عنها إلى حد ما في هذا العامل.

في المجموع، يمكن تمييز 4 أنواع رئيسية من التفاعلات للأملاح المتوسطة.

I. التفاعل مع الأحماض (القوية فقط من وجهة نظر الضعف الجنسي) مع تكوين ملح آخر وحمض ضعيف:

KCNS + HCL = بوكل + HCNS

ثانيا. التفاعلات مع الهيدروكسيدات القابلة للذوبان منتجة الأملاح والقواعد غير القابلة للذوبان:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 ملح قابل للذوبان + Cu(OH) 2 قاعدة غير قابلة للذوبان

ثالثا. التفاعل مع ملح آخر قابل للذوبان لتكوين ملح غير قابل للذوبان وملح قابل للذوبان:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

رابعا. التفاعلات مع المعادن الموجودة في EHRNM على يسار المعدن الذي يشكل الملح. في هذه الحالة، يجب ألا يتفاعل المعدن المتفاعل مع الماء في الظروف العادية:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

هذه هي الأنواع الرئيسية من التفاعلات التي تميز الأملاح المتوسطة. تتحدث صيغ الأملاح المعقدة والأساسية والمزدوجة والحمضية عن نفسها عن خصوصية الخواص الكيميائية المعروضة.

تعكس صيغ الأكاسيد والقواعد والأحماض والأملاح الجوهر الكيميائي لجميع ممثلي هذه الفئات من المركبات غير العضوية، وبالإضافة إلى ذلك، تعطي فكرة عن اسم المادة وخصائصها الفيزيائية. ولذلك، ينبغي إيلاء اهتمام خاص لكتاباتهم. يقدم لنا علم الكيمياء المذهل عمومًا مجموعة كبيرة ومتنوعة من المركبات. الأكاسيد والقواعد والأحماض والأملاح - هذه ليست سوى جزء من التنوع الهائل.

قبل مناقشة الخواص الكيميائية للقواعد والهيدروكسيدات المذبذبة، دعونا نحدد بوضوح ما هي؟

1) القواعد أو الهيدروكسيدات الأساسية تشمل هيدروكسيدات فلزية في حالة الأكسدة +1 أو +2، أي. تتم كتابة صيغها إما MeOH أو Me(OH) 2. ومع ذلك، هناك استثناءات. وبالتالي، فإن هيدروكسيدات Zn(OH) 2، Be(OH) 2، Pb(OH) 2، Sn(OH) 2 ليست قواعد.

2) تشمل الهيدروكسيدات المذبذبة هيدروكسيدات فلز في حالة الأكسدة +3، +4، وكذلك، كاستثناءات، هيدروكسيدات Zn(OH) 2، Be(OH) 2، Pb(OH) 2، Sn(OH) 2. لا يتم العثور على هيدروكسيدات المعادن في حالة الأكسدة +4 في مهام فحص الحالة الموحدة، لذلك لن يتم أخذها في الاعتبار.

الخواص الكيميائية للقواعد

وتنقسم جميع الأسباب إلى:

دعونا نتذكر أن البريليوم والمغنيسيوم ليسا معادن ترابية قلوية.

بالإضافة إلى كونها قابلة للذوبان في الماء، فإن القلويات تتفكك أيضًا بشكل جيد جدًا في المحاليل المائية، في حين أن القواعد غير القابلة للذوبان لديها درجة منخفضة من التفكك.

وهذا الاختلاف في الذوبان والقدرة على الانفصال بين القلويات والهيدروكسيدات غير القابلة للذوبان يؤدي بدوره إلى اختلافات ملحوظة في خواصها الكيميائية. لذلك، على وجه الخصوص، تعتبر القلويات مركبات أكثر نشاطًا كيميائيًا وغالبًا ما تكون قادرة على الدخول في تفاعلات لا تدخلها القواعد غير القابلة للذوبان.

تفاعل القواعد مع الأحماض

تتفاعل القلويات مع جميع الأحماض تمامًا، حتى تلك الضعيفة جدًا وغير القابلة للذوبان. على سبيل المثال:

تتفاعل القواعد غير القابلة للذوبان مع جميع الأحماض القابلة للذوبان تقريبًا، ولكنها لا تتفاعل مع حمض السيليسيك غير القابل للذوبان:

تجدر الإشارة إلى أن كلا من القواعد القوية والضعيفة ذات الصيغة العامة للصيغة Me(OH) 2 يمكن أن تشكل أملاحًا قاعدية عند نقص الحمض، على سبيل المثال:

التفاعل مع أكاسيد الأحماض

تتفاعل القلويات مع جميع الأكاسيد الحمضية لتشكل الأملاح وغالباً الماء:

القواعد غير القابلة للذوبان قادرة على التفاعل مع جميع أكاسيد الأحماض الأعلى المقابلة للأحماض المستقرة، على سبيل المثال، P 2 O 5، SO 3، N 2 O 5، لتكوين أملاح متوسطة:

تتفاعل القواعد غير القابلة للذوبان من النوع Me(OH)2 في وجود الماء مع ثاني أكسيد الكربون حصراً لتكوين أملاح قاعدية. على سبيل المثال:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

ونظرًا لخمولها الاستثنائي، فإن أقوى القواعد فقط، وهي القلويات، تتفاعل مع ثاني أكسيد السيليكون. وفي هذه الحالة تتشكل الأملاح الطبيعية. لا يحدث التفاعل مع قواعد غير قابلة للذوبان. على سبيل المثال:

تفاعل القواعد مع أكاسيد وهيدروكسيدات مذبذبة

تتفاعل جميع القلويات مع الأكاسيد والهيدروكسيدات المذبذبة. إذا تم التفاعل عن طريق دمج أكسيد أو هيدروكسيد مذبذب مع مادة قلوية صلبة، فإن هذا التفاعل يؤدي إلى تكوين أملاح خالية من الهيدروجين:

إذا تم استخدام المحاليل المائية للقلويات، يتم تشكيل أملاح الهيدروكسيو المعقدة:

في حالة الألومنيوم، تحت تأثير فائض من القلويات المركزة، بدلا من ملح Na، يتم تشكيل ملح Na 3:

تفاعل القواعد مع الأملاح

تتفاعل أي قاعدة مع أي ملح فقط في حالة استيفاء شرطين في وقت واحد:

1) قابلية ذوبان المركبات البادئة؛

2) وجود راسب أو غاز بين نواتج التفاعل

على سبيل المثال:

الاستقرار الحراري للركائز

جميع القلويات، باستثناء Ca(OH) 2، مقاومة للحرارة والذوبان دون تحلل.

جميع القواعد غير القابلة للذوبان، وكذلك الكالسيوم (OH) 2 القابل للذوبان بشكل طفيف، تتحلل عند تسخينها. أعلى درجة حرارة لتحلل هيدروكسيد الكالسيوم هي حوالي 1000 درجة مئوية:

تحتوي الهيدروكسيدات غير القابلة للذوبان على درجات حرارة تحلل أقل بكثير. على سبيل المثال، يتحلل هيدروكسيد النحاس (II) بالفعل عند درجات حرارة أعلى من 70 درجة مئوية:

الخواص الكيميائية للهيدروكسيدات الأمفوتيرية

تفاعل هيدروكسيدات مذبذبة مع الأحماض

تتفاعل الهيدروكسيدات المذبذبة مع الأحماض القوية:

هيدروكسيدات فلز مذبذبة في حالة الأكسدة +3، أي. النوع Me(OH) 3، لا يتفاعل مع الأحماض مثل H 2 S و H 2 SO 3 و H 2 CO 3 نظرًا لأن الأملاح التي يمكن أن تتكون نتيجة مثل هذه التفاعلات تخضع لتحلل مائي لا رجعة فيه هيدروكسيد الأمفوتريك الأصلي والحمض المقابل:

تفاعل هيدروكسيدات مذبذبة مع أكاسيد الحمض

تتفاعل هيدروكسيدات مذبذبة مع أكاسيد أعلى، والتي تتوافق مع الأحماض المستقرة (SO 3، P 2 O 5، N 2 O 5):

هيدروكسيدات فلز مذبذبة في حالة الأكسدة +3، أي. النوع Me(OH) 3، لا يتفاعل مع الأكاسيد الحمضية SO 2 و CO 2.

تفاعل هيدروكسيدات مذبذبة مع القواعد

من بين القواعد، تتفاعل الهيدروكسيدات المذبذبة مع القلويات فقط. في هذه الحالة، إذا تم استخدام محلول مائي من القلويات، فسيتم تشكيل أملاح هيدروكسيو المعقدة:

وعندما يتم دمج هيدروكسيدات مذبذبة مع القلويات الصلبة، يتم الحصول على نظائرها اللامائية:

تفاعل هيدروكسيدات مذبذبة مع أكاسيد أساسية

تتفاعل الهيدروكسيدات المذبذبة عند دمجها مع أكاسيد الفلزات القلوية والفلزات الأرضية القلوية:

التحلل الحراري للهيدروكسيدات الأمفوتيرية

جميع الهيدروكسيدات المذبذبة غير قابلة للذوبان في الماء، ومثل أي هيدروكسيدات غير قابلة للذوبان، تتحلل عند تسخينها إلى الأكسيد المقابل والماء.

القواعد (هيدروكسيدات)– المواد المعقدة التي تحتوي جزيئاتها على مجموعة هيدروكسي OH واحدة أو أكثر. في أغلب الأحيان، تتكون القواعد من ذرة فلز ومجموعة OH. على سبيل المثال، NaOH هو هيدروكسيد الصوديوم، Ca(OH) 2 هو هيدروكسيد الكالسيوم، وما إلى ذلك.

هناك قاعدة - هيدروكسيد الأمونيوم، حيث لا ترتبط مجموعة الهيدروكسي بالمعدن، ولكن بأيون NH 4 + (كاتيون الأمونيوم). يتكون هيدروكسيد الأمونيوم عندما تذوب الأمونيا في الماء (تفاعل إضافة الماء إلى الأمونيا):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (هيدروكسيد الأمونيوم).

تكافؤ مجموعة الهيدروكسي هو 1. يعتمد عدد مجموعات الهيدروكسيل في الجزيء الأساسي على تكافؤ المعدن وهو مساو له. على سبيل المثال، NaOH، LiOH، Al (OH) 3، Ca(OH) 2، Fe(OH) 3، إلخ.

كل الأسباب -المواد الصلبة التي لها ألوان مختلفة. بعض القواعد شديدة الذوبان في الماء (NaOH، KOH، إلخ). ومع ذلك، فإن معظمها غير قابل للذوبان في الماء.

تسمى القواعد القابلة للذوبان في الماء بالقلويات.المحاليل القلوية "صابونية" وزلقة عند اللمس وهي شديدة الكاوية. تشمل القلويات هيدروكسيدات الفلزات القلوية والفلزات القلوية الأرضية (KOH، LiOH، RbOH، NaOH، CsOH، Ca(OH) 2، Sr(OH) 2، Ba(OH) 2، إلخ.). والباقي غير قابل للذوبان.

قواعد غير قابلة للذوبان- هذه هي هيدروكسيدات مذبذبة، والتي تعمل كقواعد عند التفاعل مع الأحماض، وتتصرف مثل الأحماض مع القلويات.

تختلف القواعد في قدرتها على إزالة مجموعات الهيدروكسيل، لذلك يتم تقسيمها إلى قواعد قوية وضعيفة.

القواعد القوية في المحاليل المائية تتخلى بسهولة عن مجموعات الهيدروكسي الخاصة بها، لكن القواعد الضعيفة لا تفعل ذلك.

الخواص الكيميائية للقواعد

تتميز الخواص الكيميائية للقواعد بعلاقتها بالأحماض وأنهيدريدات الأحماض والأملاح.

1. العمل على المؤشرات. يتغير لون المؤشرات حسب التفاعل مع المواد الكيميائية المختلفة. في المحاليل المحايدة لها لون واحد، وفي المحاليل الحمضية لها لون آخر. عند التفاعل مع القواعد، فإنها تغير لونها: يتحول مؤشر الميثيل البرتقالي إلى اللون الأصفر، ويتحول مؤشر عباد الشمس إلى اللون الأزرق، ويصبح الفينول فثالين فوشيا.

2. تتفاعل مع أكاسيد الأحماض معتكوين الملح والماء:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. التفاعل مع الأحماض،تشكيل الملح والماء. يسمى تفاعل القاعدة مع الحمض بتفاعل التعادل، لأنه بعد اكتماله يصبح الوسط متعادلاً:

2KOH + H2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. يتفاعل مع الأملاحتشكيل ملح وقاعدة جديدة:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na2SO4.

5. عند تسخينها، يمكن أن تتحلل إلى الماء والأكسيد الرئيسي:

Cu(OH) 2 = CuO + H2O.

لا تزال لديك أسئلة؟ هل تريد معرفة المزيد عن الأسس؟
للحصول على مساعدة من المعلم -.
الدرس الأول مجاني!

blog.site، عند نسخ المادة كليًا أو جزئيًا، يلزم وجود رابط للمصدر الأصلي.

القواعد، هيدروكسيدات مذبذبة

القواعد هي مواد معقدة تتكون من ذرات معدنية ومجموعة هيدروكسيل واحدة أو أكثر (-OH). الصيغة العامة هي Me +y (OH) y، حيث y هو عدد مجموعات الهيدروكسيد التي تساوي حالة أكسدة المعدن Me. ويبين الجدول تصنيف القواعد.

خواص القلويات وهيدروكسيدات الفلزات القلوية والقلوية الأرضية

1. المحاليل المائية للقلويات صابونية عند اللمس وتغير لون المؤشرات: عباد الشمس - الأزرق، الفينول فثالين - قرمزي.

2. تنأى المحاليل المائية:

3. التفاعل مع الأحماض والدخول في تفاعل تبادلي:

يمكن لقواعد الأحماض المتعددة أن تعطي الأملاح المتوسطة والأساسية:

4. يتفاعل مع الأكاسيد الحمضية مكوناً أملاحاً متوسطة وحمضية حسب قاعدية الحمض المقابل لهذا الأكسيد:

5. التفاعل مع الأكاسيد والهيدروكسيدات المذبذبة:

أ) الانصهار:

ب) في الحلول:

6. تتفاعل مع الأملاح الذائبة في الماء إذا تشكل راسب أو غاز:

تتفاعل القواعد غير القابلة للذوبان (Cr(OH) 2، Mn(OH) 2، وما إلى ذلك) مع الأحماض وتتحلل عند تسخينها:

هيدروكسيدات مذبذبة

المركبات المذبذبة هي مركبات يمكنها، حسب الظروف، أن تكون مانحة لكاتيونات الهيدروجين وتظهر عليها خواص حمضية، ومستقبلاتها، أي تظهر خواص أساسية.

الخواص الكيميائية للمركبات الأمفوتيرية

1. عند تفاعلها مع الأحماض القوية فإنها تظهر الخصائص الأساسية:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H2O

2. تتفاعل مع القلويات - القواعد القوية، ولها خواص حمضية:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = نا 2 ( ملح معقد)

آل(OH) 3 + هيدروكسيد الصوديوم = نا ( ملح معقد)

المركبات المعقدة هي تلك التي يتم فيها تكوين رابطة تساهمية واحدة على الأقل بواسطة آلية المانح والمتقبل.

تعتمد الطريقة العامة لإعداد القواعد على تفاعلات التبادل، والتي يمكن من خلالها الحصول على القواعد غير القابلة للذوبان والقابلة للذوبان.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓

عندما يتم الحصول على قواعد قابلة للذوبان بهذه الطريقة، يترسب الملح غير القابل للذوبان.

عند تحضير قواعد غير قابلة للذوبان في الماء ذات خصائص مذبذبة، يجب تجنب القلويات الزائدة، حيث قد يحدث انحلال للقاعدة المذبذبة، على سبيل المثال:

AlCl 3 + 4KOH = K[Al(OH) 4 ] + 3KCl

في مثل هذه الحالات، يتم استخدام هيدروكسيد الأمونيوم للحصول على هيدروكسيدات، حيث لا تذوب هيدروكسيدات الأمفوتريك:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

تتحلل هيدروكسيدات الفضة والزئبق بسهولة لدرجة أنه عند محاولة الحصول عليها عن طريق تفاعل التبادل، بدلاً من الهيدروكسيدات، تترسب الأكاسيد:

2AgNO3 + 2KOH = Ag2O↓ + H2O + 2KNO3

في الصناعة، يتم الحصول على القلويات عادة عن طريق التحليل الكهربائي للمحاليل المائية للكلوريدات.

2NaCl + 2H2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

يمكن أيضًا الحصول على القلويات عن طريق تفاعل الفلزات القلوية والفلزات الأرضية القلوية أو أكاسيدها مع الماء.

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

الأحماض

الأحماض هي مواد معقدة تتكون جزيئاتها من ذرات هيدروجين يمكن استبدالها بذرات معدنية وبقايا حمضية. في الظروف العادية، يمكن أن تكون الأحماض صلبة (الفوسفوريك H 3 PO 4؛ السيليكون H 2 SiO 3) وسائلة (في شكله النقي، حمض الكبريتيك H 2 SO 4 سيكون سائلًا).

تشكل الغازات مثل كلوريد الهيدروجين HCl وبروميد الهيدروجين HBr وكبريتيد الهيدروجين H2S الأحماض المقابلة في المحاليل المائية. يحدد عدد أيونات الهيدروجين التي يتكونها كل جزيء حمض أثناء التفكك شحنة بقايا الحمض (الأنيون) وقاعدية الحمض.

وفق النظرية التحللية للأحماض والقواعد,اقترح في وقت واحد الكيميائي الدنماركي برونستد والكيميائي الإنجليزي لوري، الحمض هو مادة الانقساممع رد الفعل هذا البروتونات,أ أساس- مادة تستطيع قبول البروتونات.

حمض → قاعدة + H +

وبناء على هذه الأفكار، فمن الواضح الخصائص الأساسية للأمونياوالتي، بسبب وجود زوج إلكترون وحيد في ذرة النيتروجين، تقبل البروتون بشكل فعال عند التفاعل مع الأحماض، وتشكل أيون الأمونيوم من خلال رابطة المانح والمتقبل.

HNO3 + NH3 ⇆ NH4 + + NO3 —

القاعدة الحمضية القاعدة الحمضية

تعريف أكثر عمومية للأحماض والقواعداقترحه الكيميائي الأمريكي ج. لويس. واقترح أن التفاعلات الحمضية القاعدية كاملة لا تحدث بالضرورة مع نقل البروتونات.في تحديد لويس للأحماض والقواعد، يلعب الدور الرئيسي في التفاعلات الكيميائية أزواج الإلكترون

تسمى الكاتيونات أو الأنيونات أو الجزيئات المحايدة التي يمكنها قبول زوج أو أكثر من الإلكترونات أحماض لويس.

على سبيل المثال، فلوريد الألومنيوم AlF3 هو حمض، لأنه قادر على قبول زوج من الإلكترونات عند التفاعل مع الأمونيا.

AlF3 + :NH3 ⇆ :

تسمى الكاتيونات أو الأنيونات أو الجزيئات المحايدة القادرة على التبرع بأزواج الإلكترونات بقواعد لويس (الأمونيا هي قاعدة).

يغطي تعريف لويس جميع العمليات الحمضية والقاعدية التي تم أخذها في الاعتبار من خلال النظريات المقترحة مسبقًا. يقارن الجدول بين تعريفات الأحماض والقواعد المستخدمة حاليًا.

تسمية الأحماض

وبما أن هناك تعريفات مختلفة للأحماض، فإن تصنيفها وتسمياتها تعسفية إلى حد ما.

حسب عدد ذرات الهيدروجين القادرة على الإزالة في المحلول المائي، تنقسم الأحماض إلى: أحادي القاعدة(على سبيل المثال HF، HNO 2)، ثنائي القاعدة(H2CO3، H2SO4) و تريباسيك(ح3ص4).

وفقا لتكوين الحمض يتم تقسيمها إلى خالية من الأكسجين(حمض الهيدروكلوريك، H2S) و تحتوي على الأكسجين(حمض الهيدروكلوريك 4، HNO 3).

عادة أسماء الأحماض التي تحتوي على الأكسجينمشتقة من اسم اللافلز مع إضافة النهايات -kai، -فايا،إذا كانت حالة أكسدة اللافلز تساوي رقم المجموعة. مع انخفاض حالة الأكسدة، تتغير اللواحق (بترتيب انخفاض حالة الأكسدة للمعدن): - معتم، صدئ، - بيضوي:

إذا أخذنا في الاعتبار قطبية الرابطة الهيدروجينية اللافلزية خلال فترة ما، فيمكننا بسهولة ربط قطبية هذه الرابطة بموضع العنصر في الجدول الدوري. ومن ذرات المعدن التي تفقد إلكترونات التكافؤ بسهولة، تستقبل ذرات الهيدروجين هذه الإلكترونات، فتشكل غلافًا مستقرًا ثنائي الإلكترون مثل غلاف ذرة الهيليوم، وتعطي هيدريدات المعدن الأيوني.

في مركبات الهيدروجين لعناصر المجموعات من الثالث إلى الرابع من الجدول الدوري، يشكل البورون والألومنيوم والكربون والسيليكون روابط تساهمية ضعيفة القطبية مع ذرات الهيدروجين غير المعرضة للتفكك. بالنسبة لعناصر المجموعات من الخامس إلى السابع من الجدول الدوري، خلال فترة ما، تزداد قطبية رابطة الهيدروجين غير المعدنية مع شحنة الذرة، ولكن توزيع الشحنات في ثنائي القطب الناتج يختلف عن مركبات الهيدروجين للعناصر التي تميل إلى التبرع بالإلكترونات. الذرات غير المعدنية، التي تتطلب عدة إلكترونات لإكمال غلاف الإلكترون، تجذب (تستقطب) زوجًا من الإلكترونات الرابطة كلما زادت قوة الشحنة النووية. لذلك، في السلسلة CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF أو SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl، تصبح الروابط مع ذرات الهيدروجين، مع بقائها تساهمية، أكثر قطبية بطبيعتها، وذرة الهيدروجين في يصبح ثنائي القطب لرابطة عنصر الهيدروجين أكثر إيجابية. إذا وجدت الجزيئات القطبية نفسها في مذيب قطبي، فمن الممكن أن تحدث عملية تفكك كهربائي.

دعونا نناقش سلوك الأحماض المحتوية على الأكسجين في المحاليل المائية. تحتوي هذه الأحماض على رابطة H-O-E، وبطبيعة الحال، تتأثر قطبية الرابطة H-O بالرابطة OE. ولذلك، فإن هذه الأحماض، كقاعدة عامة، تنفصل بسهولة أكبر من الماء.

ح 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + H SO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

دعونا نلقي نظرة على بعض الأمثلة خصائص الأحماض المحتوية على الأكسجين،تتكون من عناصر قادرة على إظهار درجات مختلفة من الأكسدة. ومن المعروف أن حمض تحت الكلورحمض الهيدروكلوريك ضعيف جداوحمض الكلوروس HClO2 أيضاً ضعيف،ولكنه أقوى من حمض هيبوكلوروس، حمض هيبوكلوروس HClO 3 قوي.حمض البيركلوريك HClO 4 هو أحد الأقوىالأحماض غير العضوية.

بالنسبة للتفكك الحمضي (مع إزالة أيون H)، يكون انقسام الرابطة OH ضروريًا. كيف يمكننا تفسير انخفاض قوة هذه الرابطة في المتسلسلة HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4؟ وفي هذه السلسلة يزداد عدد ذرات الأكسجين المرتبطة بذرة الكلور المركزية. في كل مرة يتم تكوين رابطة جديدة بين الأكسجين والكلور، يتم سحب كثافة الإلكترون من ذرة الكلور، وبالتالي من الرابطة الفردية O-Cl. ونتيجة لذلك، تترك كثافة الإلكترون جزئيًا الرابطة OH، والتي تضعف نتيجة لذلك.

هذا النمط - تقوية الخواص الحمضية مع زيادة درجة أكسدة الذرة المركزية - مميزة ليس فقط للكلور، ولكن أيضًا للعناصر الأخرى.على سبيل المثال، حمض النيتريك HNO 3، حيث تكون حالة أكسدة النيتروجين +5، أقوى من حمض النيتروز HNO 2 (حالة أكسدة النيتروجين هي +3)؛ حمض الكبريتيك H 2 SO 4 (S +6) أقوى من حمض الكبريتيك H 2 SO 3 (S +4).

الحصول على الأحماض

1. يمكن الحصول على أحماض خالية من الأكسجين عن طريق الاتحاد المباشر لللافلزات مع الهيدروجين.

ح 2 + الكلور 2 → 2 حمض الهيدروكلوريك،

ح 2 + س ⇆ ح 2 س

2. يمكن الحصول على بعض الأحماض المحتوية على الأكسجين تفاعل أكاسيد الأحماض مع الماء.

3. يمكن الحصول على كل من الأحماض الخالية من الأكسجين والأحماض المحتوية على الأكسجين عن طريق التفاعلات الأيضيةبين الأملاح والأحماض الأخرى.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (conc) = حمض الهيدروكلوريك + NaHSO 4

AgNO3 + حمض الهيدروكلوريك = AgCl↓ + HNO3

CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2 + H2O

4. يمكن الحصول على بعض الأحماض باستخدامها تفاعلات الأكسدة والاختزال.

ح 2 يا 2 + SO 2 = ح 2 SO 4

3P + 5HNO3 + 2H2O = ZN3PO4 + 5NO2

الطعم الحامض، التأثير على المؤشرات، التوصيل الكهربائي، التفاعل مع المعادن، الأكاسيد الأساسية والمذبذبة، القواعد والأملاح، تكوين الاسترات مع الكحوليات - هذه الخصائص شائعة في الأحماض العضوية وغير العضوية.

ويمكن تقسيمها إلى نوعين من ردود الفعل:

1) شائعةل الأحماضترتبط التفاعلات بتكوين أيون الهيدرونيوم H 3 O + في المحاليل المائية.

2) محدد(أي مميزة) ردود الفعل أحماض محددة.

يمكن أن يدخل أيون الهيدروجين الأكسدة والاختزالرد فعل، والحد من الهيدروجين، وكذلك في تفاعل مركبمع جسيمات سالبة الشحنة أو محايدة لها أزواج وحيدة من الإلكترونات، أي في التفاعلات الحمضية القاعدية.

تشمل الخواص العامة للأحماض تفاعلات الأحماض مع المعادن في سلسلة الجهد حتى الهيدروجين، على سبيل المثال:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + H 2

تشمل التفاعلات الحمضية القاعدية تفاعلات مع الأكاسيد والقواعد الأساسية، وكذلك مع الأملاح المتوسطة والقاعدية وأحيانًا الحمضية.

2CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H2O

Mg(HCO3) 2 + 2HCl = MgCl2 + 2CO2 + 2H2O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2 SO 2 + 2 H 2 O

لاحظ أن الأحماض المتعددة القاعدة تنفصل تدريجياً، وفي كل خطوة لاحقة يكون التفكك أكثر صعوبة، لذلك مع وجود فائض من الأملاح الحمضية، تتشكل الأملاح الحمضية في أغلب الأحيان، بدلاً من الأملاح المتوسطة.

Ca 3 (ص 4) 2 + 4H 3 ص 4 = 3Ca (ح 2 ص 4) 2

نا 2 ق + ح 3 ص 4 = نا 2 ح ص 4 + ح 2 س

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

KOH + H2S = KHS + H2O

للوهلة الأولى، قد يبدو تكوين الأملاح الحمضية مفاجئًا أحادي القاعدةحمض الهيدروفلوريك. ومع ذلك، يمكن تفسير هذه الحقيقة. على عكس جميع أحماض الهيدروهاليك الأخرى، يتم بلمرة حمض الهيدروفلوريك جزئيًا في المحاليل (بسبب تكوين روابط هيدروجينية) وقد توجد فيه جزيئات مختلفة (HF) X، وهي H 2 F 2، H 3 F 3، إلخ.

حالة خاصة من التوازن الحمضي القاعدي - تفاعلات الأحماض والقواعد مع مؤشرات يتغير لونها حسب حموضة المحلول. تستخدم المؤشرات في التحليل النوعي للكشف عن الأحماض والقواعدفي الحلول.

المؤشرات الأكثر استخداما هي عباد الشمس(الخامس حياديبيئة أرجواني،الخامس حامِض - أحمر،الخامس قلوية - أزرق)، ميثيل برتقالي(الخامس حامِضبيئة أحمر،الخامس حيادي - البرتقالي،الخامس قلوية - الأصفر) الفينول فثالين(الخامس قلوية للغايةبيئة التوت الأحمر,الخامس محايدة وحمضية - عديم اللون).

خصائص محددةيمكن أن تكون الأحماض المختلفة من نوعين: أولاً، تفاعلات تؤدي إلى التكوين أملاح غير قابلة للذوبان،وثانيا، تحولات الأكسدة والاختزال.إذا كانت التفاعلات المرتبطة بوجود أيون H + شائعة في جميع الأحماض (تفاعلات نوعية للكشف عن الأحماض)، يتم استخدام تفاعلات محددة كتفاعلات نوعية للأحماض الفردية:

Ag + + Cl - = AgCl (راسب أبيض)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (راسب أبيض)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (راسب أصفر)

بعض التفاعلات المحددة للأحماض ترجع إلى خصائص الأكسدة والاختزال.

لا يمكن أكسدة الأحماض الأكسجينية الموجودة في المحلول المائي إلا.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2KСl + 2MnСl 2 + 8Н 2 O

ح 2 ق + ر 2 = ق + 2НВг

لا يمكن أكسدة الأحماض المحتوية على الأكسجين إلا إذا كانت الذرة المركزية فيها في حالة أكسدة أقل أو متوسطة، كما هو الحال في حمض الكبريت على سبيل المثال:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

العديد من الأحماض المحتوية على الأكسجين، والتي تتمتع فيها الذرة المركزية بحالة الأكسدة القصوى (S +6، N +5، Cr +6)، تظهر خصائص العوامل المؤكسدة القوية. يعتبر H 2 SO 4 المركز عامل مؤكسد قوي.

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

الرصاص + 4HNO 3 = الرصاص (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 (conc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

ويجب أن نتذكر أن:

• تتفاعل المحاليل الحمضية مع المعادن التي تكون على يسار الهيدروجين في سلسلة الجهد الكهروكيميائي، تخضع لعدد من الشروط أهمها تكوين ملح قابل للذوبان نتيجة التفاعل. يتم تفاعل HNO 3 وH 2 SO 4 (conc.) مع المعادن بشكل مختلف.

يعمل حمض الكبريتيك المركز في البرد على إبطال الألومنيوم والحديد والكروم.

• في الماء، تتفكك الأحماض إلى كاتيونات هيدروجين وأنيونات من بقايا الحمض، على سبيل المثال:

• تتفاعل الأحماض العضوية وغير العضوية مع الأكاسيد القاعدية والمذبذبة بشرط تكوين ملح قابل للذوبان:

• كلا الأحماض تتفاعل مع القواعد. يمكن أن تشكل الأحماض المتعددة القاعدة أملاحًا وسيطة وحمضية (هذه تفاعلات تحييد):

• يحدث التفاعل بين الأحماض والأملاح فقط في حالة تكوين راسب أو غاز:

سيتوقف تفاعل H 3 PO 4 مع الحجر الجيري بسبب تكوين آخر راسب غير قابل للذوبان من Ca 3 (PO 4) 2 على السطح.

خصوصيات خصائص أحماض النيتريك HNO 3 وأحماض الكبريتيك المركزة H 2 SO 4 (conc.) ترجع إلى حقيقة أنها عندما تتفاعل مع مواد بسيطة (معادن وغير معادن) ، فإن العوامل المؤكسدة لن تكون H + كاتيونات ولكن أيونات النترات والكبريتات. من المنطقي أن نتوقع أنه نتيجة لمثل هذه التفاعلات، لا يتم تشكيل الهيدروجين H2، ولكن يتم الحصول على مواد أخرى: بالضرورة الملح والماء، وكذلك أحد منتجات اختزال أيونات النترات أو الكبريتات، اعتمادًا على التركيز الأحماض، وموقع المعدن في سلسلة الجهد وظروف التفاعل (درجة الحرارة، ودرجة طحن المعدن، وما إلى ذلك).

توضح سمات السلوك الكيميائي لـ HNO 3 و H 2 SO 4 (ملخص) بوضوح أطروحة نظرية التركيب الكيميائي حول التأثير المتبادل للذرات في جزيئات المواد.

غالبا ما يتم الخلط بين مفاهيم التقلب والاستقرار (الاستقرار). الأحماض المتطايرة هي أحماض تنتقل جزيئاتها بسهولة إلى الحالة الغازية، أي تتبخر. على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك هو حمض متطاير ولكنه مستقر. من المستحيل الحكم على تقلب الأحماض غير المستقرة. على سبيل المثال، يتحلل حمض السيليك غير المتطاير وغير القابل للذوبان إلى الماء وSiO 2. المحاليل المائية للهيدروكلوريك والنيتريك والكبريتيك والفوسفوريك وعدد من الأحماض الأخرى عديمة اللون. المحلول المائي لحمض الكروميك H 2 CrO 4 أصفر اللون، وحمض المنغنيز HMnO 4 قرمزي اللون.

المواد المرجعية لإجراء الاختبار:

جدول مندلييف

جدول الذوبان