Los ácidos fuertes se enumeran en orden ascendente. El ácido más fuerte. La fórmula ácida más fuerte. Ácidos fuertes conocidos

ÁCIDOS - sustancias complejas, cuyas moléculas están compuestas por átomos de hidrógeno y residuos ácidos. Por regla general, los residuos ácidos forman elementos no metálicos. CLASIFICACIÓN:

· por la presencia / ausencia de oxígeno:

1) oxigenado: nitrógeno - HNO 3; nitrogenado - HNO 2; sulfúrico - H 2 SO 4; sulfuroso - H 2 SO 3; carbón - H 2 CO 3; silicio - H 2 SiO 3; fosfórico - H 3 PO 4; 2) sin oxígeno: HCl - clorhídrico; H2S - sulfuro de hidrógeno; HF - fluoruro de hidrógeno; HBr - bromuro de hidrógeno; HI - yodo hídrico

· por el número de átomos de hidrógeno:

1) monobásico: HNO 3 - nitrógeno; HF - fluoruro de hidrógeno; HCl - clorhídrico; HBr - bromuro de hidrógeno; HI - yoduro de hidrógeno; 2) dos bases: H 2 SO 4 - sulfúrico; H 2 SO 3 - sulfuroso; H2S - sulfuro de hidrógeno; H 2 CO 3 - carbón; H 2 SiO 3 - silicio; 3) tres núcleos: H 3 PO 4 - fosfórico

PRINCIPALES PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS ÁCIDOS:

1) El efecto de las soluciones ácidas sobre los indicadores. Casi todos los ácidos (excepto el ácido silícico) son fácilmente solubles en agua. Las soluciones de ácidos en el agua cambian el color de sustancias especiales: indicadores. La presencia de ácido está determinada por el color de los indicadores. El tornasol indicador y el naranja de metilo se colorean de rojo por las soluciones ácidas. 2) Interacción de ácidos con bases. Esta reacción se llama reacción de neutralización. El ácido reacciona con una base para formar una sal, en la que un residuo ácido siempre se encuentra inalterado. El segundo producto de la reacción de neutralización es necesariamente agua.

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

Para las reacciones de neutralización, es suficiente que al menos uno de los reactivos sea soluble en agua. Dado que casi todos los ácidos son solubles en agua, entran en reacciones de neutralización no solo con bases solubles, sino también con insolubles. Una excepción es el ácido silícico, que es poco soluble en agua y, por lo tanto, solo puede reaccionar con bases solubles como NaOH y KOH:

H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O

3) Interacción de ácidos con óxidos básicos. Dado que los óxidos básicos son los parientes más cercanos de las bases, los ácidos también entran en reacciones de neutralización con ellos:

2 HCl + CaO = CaCl2 + H2O

2 H3PO4 + Fe2O3 = 2 FePO4 + 3 H2O

4) Interacción de ácidos con metales. Para la interacción de ácidos con un metal, se deben cumplir ciertas condiciones. Primero, el metal debe ser suficientemente activo frente a los ácidos. Por ejemplo, el oro, la plata, el mercurio y algunos otros metales no reaccionan con los ácidos. Metales como el sodio, calcio, zinc, por el contrario, reaccionan muy activamente con la liberación de gas hidrógeno y un número grande calor.

2 HCl + 2 Na = 2 NaCl + H2

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2

Por reactividad en relación con los ácidos, todos los metales se encuentran en la línea de actividad de los metales. A la izquierda están los metales más activos, a la derecha están los inactivos. Cuanto más a la izquierda está el metal en la línea de actividad, más intensamente interactúa con los ácidos.

Varias actividades del metal.

En segundo lugar, el ácido debe ser lo suficientemente fuerte para reaccionar incluso con el metal del lado izquierdo de la mesa. La fuerza de un ácido se entiende como su capacidad para emitir iones de hidrógeno H +.

Desde el punto de vista disociación electrolítica, todo común propiedades características Los ácidos (sabor amargo, cambio en el color del indicador, interacción con bases, óxidos básicos, sales) se deben a iones de hidrógeno H +, más precisamente, iones de hidronio H3O +

Propiedades específicas del ácido nítrico

Agente oxidante fuerte

1. Se descompone con la luz y con el calor.

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

2. Tiñe las proteínas de un color amarillo anaranjado (en contacto con la piel de las manos - "reacción xantoproteica")

3. Al interactuar con los metales, el hidrógeno nunca evoluciona.

4.Con no metales:

El ácido nítrico se convierte en NO (o NO 2); los no metales se oxidan a los ácidos correspondientes:

S 0 + 6HNO 3 (conc) ® 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. Motivos, su clasificación. Bases anfóteras. Propiedades químicas basadas en el concepto de disociación electrolítica.

Las bases son electrolitos, durante la disociación de los cuales se forma solo un tipo de aniones: los iones de hidróxido. Clasificación base 1. Soluble en agua (álcalis)- hidróxidos metálicos de los principales subgrupos I y II. 2. Insoluble en agua- hidróxidos de otros metales. Propiedades químicas... Los álcalis cambian el color de los indicadores (el tornasol se vuelve azul, fenolftaleína - frambuesa). Interacción con ácidos: Interacción con óxidos ácidos: Las soluciones alcalinas entran en reacciones de intercambio iónico con soluciones salinas, si el hidróxido resultante es insoluble en agua: Cuando se calientan, las bases débiles se descomponen en óxidos metálicos y agua: Obteniendo razones. Los álcalis se obtienen por electrólisis de soluciones salinas Electrólisis de solución de cloruro de sodio. Procesos en cátodo y ánodo: Ecuación de reacción: Las bases insolubles en agua se obtienen por intercambio con álcalis:

34. El concepto de energía de activación. Ecuación de Arrhenius. Catalizadores.

Ecuación de Arrhenius... , donde A es el factor preexponencial, es la energía de activación de la reacción; T es la temperatura absoluta.

En cinética química, la ecuación de Arrhenius se usa a menudo en forma logarítmica:

De la ecuación se deduce que la dependencia de la constante de velocidad de una reacción química con la temperatura es lineal

Energía de activación es igual a la diferencia entre la energía promedio de las partículas que reaccionan y la energía del complejo activado. La energía de activación es una característica de cada reacción y determina el efecto sobre la velocidad de la naturaleza química de las sustancias que reaccionan.

El exceso de energía que deben poseer las moléculas para que su colisión conduzca a la formación de una nueva sustancia se denomina ACTIVACIÓN ENERGÉTICA(kJ / mol) de esta reacción. Las moléculas con esta energía se denominan moléculas activas. Las reacciones que requieren una energía de activación notable para su curso comienzan con la ruptura o debilitamiento de los enlaces entre átomos en las moléculas de las sustancias de partida. En este caso, las sustancias pasan a un estado intermedio inestable, caracterizado por un gran suministro de energía. Este estado se llama complejo activado. Las sustancias que no se consumen como resultado de una reacción química, pero que afectan su velocidad, se denominan CATALIZADORES... Los catalizadores biológicos de origen proteico se denominan enzimas. ECUACIÓN DE ARRENIUS describe la dependencia de la constante de velocidad con la temperatura: κ (T) = A e - E / (RT) donde A es una constante que depende de la naturaleza de las sustancias que reaccionan.

30. Óxidos, su clasificación. Tipos de conexiones. Propiedades químicas.

ÓXIDOS- sustancias complejas, que constan de dos elementos, uno de los cuales es el oxígeno.

ÓXIDOS BÁSICOS- los óxidos a los que corresponden las bases. Por ejemplo, Na 2 O, CaO, FeO, NiO son básicos, ya que corresponden a las bases NaOH, Ca (OH) 2, Fe (OH) 2, Ni (OH) 2. Algunos óxidos básicos, al interactuar con el agua, forman bases: Na 2 O + H 2 O = 2NaOH; CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

Los óxidos que no interactúan con el agua forman las bases correspondientes a partir de las sales: NiSO 4 + 2NaOH = Ni (OH) 2 + Na 2 SO 4

Los óxidos básicos están formados solo por metales.

ÓXIDOS ÁCIDOS- tales óxidos, que corresponden a ácidos. Por ejemplo, CO 2, P 2 O 5, SO 2, SO 3 son óxidos ácidos, ya que corresponden a los ácidos H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 SO 4.

La mayoría de los óxidos ácidos forman ácidos cuando interactúan con el agua, por ejemplo: CO 2 + H 2 O = H2CO 3; SO 3 + H 2 O = H2SO 4

Algunos óxidos no interactúan con el agua, pero ellos mismos pueden obtenerse del ácido: H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

Los óxidos ácidos están formados por no metales y algunos metales que presentan altos estados de oxidación.

ÓXIDOS ANFOTÉRICOS- aquellos óxidos que, según las condiciones, presenten propiedades básicas o ácidas, es decir, tengan propiedades duales. Estos incluyen algunos óxidos metálicos: ZnO, Al 2 O 3, Cr2O 3, etc. Los óxidos anfóteros no se combinan con el agua, pero reaccionan con ácidos y bases. Por ejemplo: ZnO + 2HCl + ZnCl + H2O; ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2

Los óxidos básicos, ácidos y anfóteros forman sales.

ÓXIDOS INDIFERENTES- un pequeño grupo de óxidos que no muestran ni básicos ni propiedades ácidas y no forman sales. Monóxido de carbono (2) CO, óxido de nitrógeno (1) N 2 O, óxido de nitrógeno (2) NO y óxido de silicio (2) SiO.

PRINCIPALES PROPIEDADES QUÍMICAS:

1) Los óxidos básicos reaccionan con los ácidos para formar sal y agua.

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

2) Los óxidos ácidos reaccionan con bases para formar sal y agua.

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

3) La interacción de óxidos básicos y ácidos conduce a la formación de sales.

CaO + CO 2 = CaCO 3

31. Relación genética entre diferentes clases de compuestos. Vínculos genéticos son conexiones entre diferentes clases basadas en sus interconversiones.
Conociendo las clases sustancias inorgánicas, es posible componer la serie genética de metales y no metales. Estas series se basan en el mismo elemento.
Entre los metales se pueden distinguir dos tipos de series:
1 .Serie genética, en la que el álcali actúa como base. Esta serie se puede representar mediante las siguientes transformaciones: metal - óxido básico - álcali - sal, por ejemplo, la serie genética de potasio K - K 2 O - KOH - KCl.
2 ... La serie genética, donde una base insoluble actúa como base, entonces la serie se puede representar como una cadena de transformaciones: metal - óxido básico - sal - base insoluble - óxido básico - metal. Por ejemplo: Cu - CuO - CuCl 2 --Cu (OH) 2 --CuO -> Cu
Entre los no metales, también se pueden distinguir dos tipos de series:
1 ... Serie genética de no metales, donde el ácido soluble actúa como enlace en la serie. La cadena de transformaciones se puede representar de la siguiente manera: no metálico - óxido de ácido - ácido soluble - sal, Por ejemplo:
P - P 2 O 5 --H 3 PO 4 --Na 3 PO 4.
2 ... Serie genética de no metales, donde el ácido insoluble actúa como enlace en la serie: no metálico - óxido de ácido - sal - ácido - óxido de ácido - no metálico, por ejemplo:
Si - SiO 2 --Na 2 SiO 3 --H 2 SiO 3 --SiO 2 --Si.

35. Ideas generales sobre soluciones. Solubilidad de gas en líquido, solubilidad de líquido en líquido. Solubilidad de un sólido en un líquido.

Una solución es un sistema homogéneo que consta de dos o más componentes independientes, cuya relación puede variar. Uno de los componentes es un solvente, el resto son solutos. Un solvente es una sustancia que forma pura está en la misma fase que la solución.

Solución saturada: una solución que está en equilibrio con la fase sólida de un soluto y contiene la máxima cantidad posible de esta sustancia en las condiciones dadas. Una solución, cuya concentración de un soluto es menor que la concentración en una solución saturada, se llama insaturada.

Concentración (características cuantitativas de las soluciones): el contenido relativo de cada componente que forma una solución determinada.

Solubilidad de gases en líquidos

La solubilidad de los gases en los líquidos depende de varios factores: la naturaleza del gas y del líquido, la presión, la temperatura, la concentración de sustancias disueltas en el líquido (la concentración de electrolitos afecta especialmente la solubilidad de los gases).

La naturaleza de las sustancias tiene la mayor influencia sobre la solubilidad de los gases en los líquidos. Entonces, en 1 litro de agua a t = 18 ° C y P = 1 atm. se disuelve 0.017 l. nitrógeno, 748,8 l. amoniaco o 427,8 litros. cloruro de hidrogeno. La solubilidad anormalmente alta de los gases en los líquidos generalmente se debe a su interacción específica con el solvente: la formación compuesto químico(para amoníaco) o disociación en solución en iones (para cloruro de hidrógeno). Los gases con moléculas no polares tienden a disolverse mejor en líquidos no polares y viceversa. La dependencia de la solubilidad de los gases en la presión se expresa Ley de Henry-Dalton:

La solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a su presión sobre el líquido.

Aquí C es la concentración de una solución de gas en un líquido, k es un coeficiente de proporcionalidad que depende de la naturaleza del gas. La ley de Henry-Dalton es válida solo para soluciones diluidas a bajas presiones, cuando los gases pueden considerarse ideales. Los gases capaces de una interacción específica con un disolvente no obedecen esta ley.

La solubilidad de los gases en los líquidos depende en gran medida de la temperatura; cuantitativamente, esta dependencia se determina la ecuación de Clapeyron-Clausius(aquí X es la fracción molar de gas en solución, λ es el efecto de calor de la disolución de 1 mol de gas en su solución saturada):

Como regla general, cuando un gas se disuelve en un líquido, se libera calor (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 por la fórmula de Sechenov(X y X o - solubilidad del gas en solvente puro y solución electrolítica con concentración C):

Solubilidad mutua de líquidos

Dependiendo de la naturaleza, los líquidos pueden mezclarse en cualquier proporción (en este caso, hablan de solubilidad mutua ilimitada), ser prácticamente insolubles entre sí o tener una solubilidad limitada. Consideremos el último caso usando el sistema anilina-agua como ejemplo. Si mezcla cantidades aproximadamente iguales de agua y anilina, el sistema constará de dos capas de líquido; la capa superior es una solución de anilina en agua, la inferior es una solución de agua en anilina. Para cada temperatura, ambas soluciones tienen una composición de equilibrio estrictamente definida, independiente de la cantidad de cada uno de los componentes.

Arroz. 1. Diagrama de solubilidad del sistema anilina-agua.

La dependencia de la concentración de las soluciones con la temperatura generalmente se representa gráficamente usando un diagrama de solubilidad mutua. Este diagrama para el sistema anilina-agua se muestra en la Fig. 1. El área bajo la curva es el área de separación de líquidos. Un aumento de temperatura conduce a un aumento en la concentración de cada una de las soluciones (un aumento en la solubilidad mutua), y a una cierta temperatura, llamada temperatura crítica de separación (T cr en la figura 1), la solubilidad mutua del agua y la anilina se vuelve ilimitada. El sistema anilina-agua pertenece al llamado. sistemas con tapa temperatura crítica de delaminación; también hay sistemas para los que un aumento de temperatura conduce a una disminución de la solubilidad mutua de los componentes.

Solubilidad de sólidos en líquidos

La solubilidad de los sólidos en los líquidos está determinada por la naturaleza de las sustancias y, por regla general, depende significativamente de la temperatura; información de solubilidad sólidos basado enteramente en datos empíricos. Una generalización cualitativa de los datos experimentales sobre solubilidad es el principio de "similar en similar": los disolventes polares disuelven bien las sustancias polares y las no polares mal, y viceversa.

Arroz. 2. Curvas de solubilidad de algunas sales en agua.
1 - KNO 3, 2 - Na 2 SO 4 10H 2 O, 3 - Na 2 SO 4, 4 - Ba (NO 3) 2.

La dependencia de la solubilidad S de la temperatura generalmente se representa gráficamente en forma de curvas de solubilidad (Fig. 2). Dado que el calor de disolución de sólidos en líquidos puede ser tanto positivo como negativo, la solubilidad al aumentar la temperatura puede aumentar o disminuir (según el principio de Le Chatelier-Brown).

42. Hidrólisis de sales formadas con una base débil y un ácido fuerte.

La hidrólisis es la interacción reversible de los iones de sal con las moléculas de agua, lo que conduce a la formación de un electrolito débil.

Cuando la sal se disuelve en agua, se produce su hidrólisis catiónica. Se observa acumulación de iones de hidrógeno, proporcionando una reacción ácida de la solución, pH<7.

37. Disociación electrolítica. Electrolitos fuertes y débiles. Ejemplos.

Disociación electrolítica - la descomposición de algunas sustancias en iones en solución bajo la acción de moléculas de disolvente o en estado fundido. Las sustancias que se descomponen en iones se denominan electrolitos. Los electrolitos son sustancias con enlaces iónicos o fuertemente covalentes: ácidos, bases, sales. El resto de sustancias no son electrolitos; estos incluyen sustancias con un enlace covalente no polar o débilmente polar; por ejemplo, muchos compuestos orgánicos.

Teoría de la disociación electrolítica:

1. Cuando se disuelven en agua, los electrolitos se descomponen en iones positivos (cationes) e iones negativos (aniones). los iones en solución interactúan con las moléculas de agua (hidratación). El proceso de disociación es reversible.

2. Bajo la influencia de una corriente eléctrica constante, los cationes se mueven a lo largo del cátodo, los aniones, hasta el ánodo.

3. El grado de disociación depende de la naturaleza del electrolito y el disolvente, la concentración del electrolito y la temperatura.

El grado de disociación (a) es la relación entre el número de moléculas descompuestas en iones (N ') y el número total de moléculas disueltas (N): a = N' / N;

Un electrolito fuerte es una sustancia cuyo grado de disociación es superior al 30%. Los electrolitos fuertes incluyen todas las sales, ácidos fuertes y bases fuertes.

Un electrolito débil es una sustancia cuyo grado de disociación es inferior al 3%. Los electrolitos débiles incluyen ácidos débiles, bases débiles.

Los ácidos se disocian para formar iones positivos de un tipo: iones de hidrógeno: HCl + H2O-> H3O⁺ + Cl⁻

Las sales medias forman cationes metálicos o cationes complejos y aniones monoatómicos o poliatómicos: NaCl-> Na⁺ + Cl⁻, (NH4) 2SO4-> 2NH4⁺ + S.

Al disociarse, los álcalis forman aniones OH - y un catión metálico.

40. Electrolitos escasamente solubles. Equilibrio solución-sedimento. Producto de solubilidad. Relación entre solubilidad y producto de solubilidad por el ejemplo de BaSO4.

Aplicación de la ley de acción de masas a un sistema heterogéneo: una solución saturada de un electrolito poco soluble, que está en equilibrio con su precipitado:

Da la expresión de la constante de equilibrio:

Que en este caso se denomina producto de solubilidad:

Así, en una solución saturada de un electrolito poco soluble, el producto de las concentraciones de sus iones elevadas a una potencia con un exponente igual al coeficiente estequiométrico para un ion dado, a una temperatura dada, es un valor constante.

Cuanto mayor sea el PR de una sustancia dada, mayor será su solubilidad.

En una solución saturada, se establece un equilibrio dinámico entre la fase sólida (precipitado) y la solución que contiene los iones de este compuesto poco soluble.

39. Producto iónico del agua. Exponente de hidrógeno. Determinación del pH de soluciones acuosas de electrolitos fuertes y débiles.

El agua cuidadosamente purificada de impurezas tiene una cierta conductividad eléctrica, aunque insignificante, que aumenta notablemente con el aumento de temperatura. La presencia de conductividad eléctrica solo puede explicarse por el hecho de que las moléculas de agua se descomponen parcialmente en iones, es decir, H2O es un electrolito débil. El proceso de disociación del agua se puede escribir

H2O + H2O ↔ H3O + + OH¯. Este proceso se llama autoionización. La reacción del agua a menudo se escribe en una forma más simple: H 2 O ↔ H + + OH¯. La constante de disociación del agua se puede calcular mediante la ecuación

K d = (a H a OH) / a H 2 O (1). Teniendo en cuenta que a temperatura ambiente solo una de aproximadamente 108 moléculas de agua se descompone en iones, las actividades de los iones en la ecuación se pueden reemplazar por sus concentraciones, y la concentración de moléculas de agua no descompuestas puede considerarse igual a la concentración total de agua. moléculas. La concentración de moléculas se puede calcular dividiendo la masa de 1 litro de agua por la masa de su mol: 1000/18 = 55,5 mol / l. Suponiendo que este valor sea constante, la ecuación (1) se puede escribir en la forma: = Kd 55.5 = Kw, donde Kw es el producto iónico del agua. Al calcular los asociados con soluciones acuosas de electrolitos, no la concentración, se utiliza la actividad de los iones: a H · a OH = Kv.

El índice de hidrógeno, o pH, es el logaritmo decimal de la actividad de los iones de hidrógeno en solución tomado con el signo opuesto: pH = - log a H. El índice de hidrógeno determina la naturaleza de la reacción de la solución. A pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 - alcalino, a pH = 7 - la reacción es neutra. El índice de hidrógeno es importante para comprender la mayoría de los procesos que ocurren en la fase líquida, ya que los iones H + y OH¯ están directamente involucrados en muchos de estos procesos. Además, estos iones son catalizadores homogéneos para muchas reacciones. El valor del pH puede servir como medida de la fuerza de un ácido o una base. El índice de hidrógeno juega un papel importante en la actividad vital del cuerpo, por lo que el pH normal del suero sanguíneo es 7.40 ± 0.05, lágrimas - 7.4 ± 0.1. la desviación del pH de los valores normales conduce a un colapso en la actividad del cuerpo. El pH del suelo tiene un efecto significativo sobre el rendimiento y el pH del agua sobre la ecología del embalse.

Para agua y soluciones acuosas diluidas a temperatura constante, el producto de las concentraciones de iones hidronio e iones hidróxido es un valor constante. Esta constante se llama PRODUCCIÓN IÓNICA DE AGUA... El agua es un electrolito débil y en muy pequeña medida se disocia en iones: H 2 O↔ H + + OH - La constante de disociación del agua a 25 grados es: KH 2 O = * / = 1.8 * 10-16 En 1 litro de agua hay 1 kg o 55,56 mol de agua. 1 * 10 -7 partes de cada mol se descompone en iones, por lo que la concentración de H 2 O puede considerarse constante. Entonces tendremos:

* = * K H 20 Sustituya el valor de KH2O y su concentración en 1 litro.

* = 1.8 * 10-16 * 55.56 = 1 * 10-14 = Kw (Kw es el producto iónico del agua, que es un valor constante a una temperatura dada) Con un aumento de temperatura, Kw aumenta, por ejemplo, a 50 grados es 5, 47 * 10-14. De la fórmula para el producto iónico del agua, se puede ver que las concentraciones de iones de hidrógeno e hidróxido están inversamente relacionadas entre sí. La naturaleza del entorno de cualquier solución acuosa está determinada por los valores relativos de la concentración de cationes de hidrógeno y aniones de hidróxido. En lugar de la concentración de iones hidronio, indique el logaritmo decimal tomado con el signo opuesto.

41. Reacciones de intercambio iónico. Condiciones para su irreversibilidad.

Las reacciones de intercambio iónico son una reacción redox que va en la dirección de los iones de unión, pero en la que no hay cambio en el grado de oxidación. Las condiciones para el curso de las reacciones en soluciones de electrolitos hasta el final: 1) como resultado de la reacción, se forma un precipitado: 2) como resultado de la reacción, se libera gas: 3) como resultado de la reacción, un se forma una sustancia de baja disociación: Intercambio iónico Es un proceso por el cual los iones están en fase sólida. intercambio con iones en solución El sólido insoluble puede ser cualquier material natural o resina sintética. Los materiales naturales utilizados para el intercambio iónico incluyen zeolitas (aluminosilicatos de sodio complejos) y arena de aauconita, que tienen centros cargados eléctricamente en la superficie de estos sólidos que están espaciados más o menos regularmente entre sí. Estos centros retienen iones simples con cargas de signo opuesto, y son estos iones los que se intercambian con otros iones contenidos en la solución. Intercambiadores de cationes. Los materiales de intercambio catiónico constan de tres partes: 1) la masa, o esqueleto, generalmente denotado por el símbolo R–; 2) sitios activos (grupos como - o -); 3) cationes que se intercambiarán (generalmente H + o H 3 iones O +). Cuando un intercambiador de cationes sólidos entra en contacto con una solución que contiene iones, se establece el equilibrio entre ellos. Por ejemplo, si la solución contiene inicialmente, por ejemplo, cloruro de sodio, entonces los iones de sodio se intercambian con hidrógeno. iones y una solución diluida sale del fondo de la columna. Ácido clorhídrico El material de intercambio iónico puede regenerarse (recuperarse) lavando la columna con ácido clorhídrico diluido. Esto conduce a un desplazamiento hacia la izquierda del equilibrio considerado, como resultado de lo cual los iones de sodio son reemplazados por iones de hidrógeno. Intercambiadores de aniones... El intercambiador de aniones elimina los aniones de la solución. Un ejemplo típico de intercambio aniónico es el siguiente equilibrio: Se puede usar una base, como una solución de hidróxido de sodio, para regenerar el intercambiador aniónico. Esto desplaza el equilibrio indicado hacia la izquierda.

45. Formas de expresar la composición cuantitativa de soluciones.

PARTE MASIVA (ω)- la relación entre la masa del soluto y la masa de la solución. Generalmente se expresa como porcentaje. Una cantidad inconmensurable que se puede expresar en fracciones de una unidad. ω = m in-va / m solución o porcentaje ω% = m in-va / m solución * 100%... Para una solución binaria (es decir, que contiene solo dos sustancias), la masa de la solución es la suma de las masas del soluto y el solvente ( m r-ra = m in-va + m r-rit) y las expresiones para la fracción de masa se escribirán:

ω = m in-va / m in-va + m r-rit * 100% La fracción de masa, expresada como porcentaje, se llamaba anteriormente concentración porcentual. Muestra la masa del soluto en gramos que se encuentra en 100 g de la solución.

MOLARIDAD (N)- la relación entre la cantidad de una sustancia disuelta (o disolvente) y la suma de las cantidades de todas las sustancias que componen la solución. Por ejemplo, una solución consta de un disolvente y dos solutos. Las fracciones molares de cada uno serán iguales: Norte yo = norte 1 / norte 1 + norte 2 + norte 3

Donde n 1 n 2 n 3 es la cantidad de sustancia, disolvente y sustancias disueltas, respectivamente. Una fracción molar es una cantidad adimensional, que a menudo se expresa en fracciones de una unidad. La suma algebraica de las fracciones molares de todas las sustancias presentes en la solución se enrolla a uno.

CONCENTRACIÓN MOLAR(molaridad) (Cm)- la relación entre la cantidad de soluto y el volumen de la solución. Muestra el número de moles de un soluto en 1 litro de solución. Cm = n in-va / V; C m = m in-va / M in-va * V Donde n es la cantidad de soluto, mol; m es la masa del soluto, g; M - masa molar soluto, g / mol; V es el volumen de la solución, l.

MOLALIDAD (m)- la relación entre la cantidad de soluto y la masa del disolvente. La concentración molar indica el número de moles de soluto por 1000 g de solvente. Сμ = m in-va * 1000 / M in-va * g Donde m in-va es la masa del soluto por g (g) del solvente, M in-va es la masa molar del soluto.

CONCENTRACIÓN EQUIVALENTE (Cn)- la relación entre el número de equivalentes de la sustancia disuelta y el volumen de la solución. La normalidad indica la cantidad de soluto en 1 litro de solución. Cн = n Ev-va / V Cn = m en-va / E en-va * V Donde n Ev-va es la cantidad de soluto, Mole-equiv; m in - la masa del soluto, g; E in-va - la masa equivalente del soluto, g / mol-eq; V es el volumen de la solución, L. Los volúmenes de las soluciones de las sustancias que reaccionan son inversamente proporcionales a su normalidad.

La constante de hidrólisis es igual a la relación del producto de las concentraciones.
productos de hidrólisis a la concentración de sal no hidrolizada.

Ejemplo 1. Calcule el grado de hidrólisis del NH 4 Cl.

Solución: De la tabla encontramos Kd (NH 4 OH) = 1.8 ∙ 10 -3, por lo tanto

Кγ = Кв / Кд к = = 10-14 / 1.8 ∙ 10-3 = 5.56 ∙ 10-10.

Ejemplo 2. Calcule el grado de hidrólisis de ZnCl 2 en 1 paso en una solución 0.5 M.

Solución: Ecuación iónica de hidrólisis de Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H +

Kd ZnOH + 1 = 1,5 ∙ 10 -9; hγ = √ (Kw / [Kd principal ∙ Cm]) = 10-14 / 1,5 ∙ 10-9 ∙ 0,5 = 0,36 ∙ 10 -2 (0,36%).

Ejemplo 3. Realice las ecuaciones iónico-moleculares y moleculares de la hidrólisis salina: a) KCN; b) Na 2 CO 3; c) ZnSO 4. Determine la reacción del medio de soluciones de estas sales.

Solución: a) El cianuro de potasio KCN es una sal de un ácido monobásico débil (véase la Tabla I del Apéndice) HCN y una base fuerte KOH. Cuando se disuelven en agua, las moléculas de KCN se disocian completamente en cationes K + y aniones CN -. Los cationes K + no pueden unirse a los iones OH - agua, ya que el KOH es un electrolito fuerte. Los aniones CN: se unen a los iones H + del agua, formando moléculas de un electrolito débil, el HCN. La sal se hidroliza en el anión. Ecuación de hidrólisis iónica-molecular

CN - + H 2 O HCN + OH -

o en forma molecular

KCN + H 2 O HCN + KOH

Como resultado de la hidrólisis, aparece un cierto exceso de iones OH - en la solución; por lo tanto, la solución de KCN tiene reacción alcalina(pH> 7).

b) El carbonato de sodio Na 2 CO 3 es una sal de un ácido polibásico débil y una base fuerte. En este caso, los aniones de la sal СО 3 2-, que se unen a los iones de hidrógeno del agua, forman los aniones de la sal ácida de НСО - 3, y no las moléculas Н 2 СО 3, ya que los iones НСО - 3 se disocian mucho. más difícil que las moléculas Н 2 СО 3. En condiciones normales, la hidrólisis procede de acuerdo con la primera etapa. La sal se hidroliza en el anión. Ecuación de hidrólisis iónica-molecular

CO 2-3 + H 2 O HCO - 3 + OH -

o en forma molecular

Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH

Aparece un exceso de iones OH - en la solución, por lo que la solución de Na 2 CO 3 tiene una reacción alcalina (pH> 7).

c) El sulfato de zinc ZnSO 4 es una sal de una base multiácida débil Zn (OH) 2 y un ácido fuerte H 2 SO 4. En este caso, los cationes Zn + se unen a los iones hidroxilo del agua, formando cationes de la sal básica de ZnOH +. La formación de moléculas de Zn (OH) 2 no ocurre, ya que los iones ZnOH + se disocian mucho más difícilmente que las moléculas de Zn (OH) 2. En condiciones normales, la hidrólisis procede de acuerdo con la primera etapa. La sal se hidroliza catiónicamente. Ecuación de hidrólisis iónica-molecular

Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H +

o en forma molecular

2ZnSO 4 + 2Н 2 О (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

Aparece un exceso de iones de hidrógeno en la solución, por lo que la solución de ZnSO 4 tiene una reacción ácida (pH< 7).

Ejemplo 4.¿Qué productos se forman al mezclar las soluciones A1 (NO 3) 3 y K 2 CO 3? Elaborar las ecuaciones de reacción iónico-molecular y molecular.

Solución. La sal A1 (NO 3) 3 es hidrolizada por el catión y K 2 CO 3 por el anión:

A1 3+ + H 2 O A1OH 2+ + H +

CO 2-3 + H 2 O NSO - s + OH -

Si las soluciones de estas sales están en un recipiente, entonces hay un fortalecimiento mutuo de la hidrólisis de cada una de ellas, porque los iones H + y OH - forman una molécula de un electrolito débil H 2 O. En este caso, el equilibrio hidrolítico se desplaza hacia la derecha y la hidrólisis de cada una de las sales tomadas llega al final con la formación A1 (OH) 3 y CO 2 (H 2 CO 3). Ecuación iónica-molecular:

2A1 3+ + ЗСО 2-3 + ЗН 2 О = 2А1 (ОН) 3 + ЗСО 2

ecuación molecular: ZCO 2 + 6KNO 3

2A1 (NO 3) 3 + ЗК 2 СО 3 + ЗН 2 О = 2А1 (ОН) 3

Los ácidos se pueden clasificar según diferentes criterios:

1) La presencia de átomos de oxígeno en el ácido.

2) Basicidad del ácido

La basicidad de un ácido es el número de átomos de hidrógeno "móviles" en su molécula, capaces de separarse de la molécula de ácido durante la disociación en forma de cationes de hidrógeno H +, además de ser reemplazados por átomos metálicos:

4) solubilidad

5) Sostenibilidad

7) propiedades oxidantes

Propiedades químicas de los ácidos

1. Capacidad de disociarse

Los ácidos se disocian en soluciones acuosas a cationes de hidrógeno y residuos ácidos. Como ya se mencionó, los ácidos se dividen en bien disociables (fuertes) y de baja disociación (débiles). Al escribir la ecuación para la disociación de ácidos monobásicos fuertes, se usa una flecha dirigida hacia la derecha () o el signo igual (=), lo que muestra que dicha disociación es realmente irreversible. Por ejemplo, la ecuación de disociación del ácido clorhídrico fuerte se puede escribir de dos formas:

o de esta forma: HCl = H + + Cl -

o en este: HCl → H + + Cl -

De hecho, la dirección de la flecha nos dice que el proceso inverso de combinar cationes de hidrógeno con residuos ácidos (asociación) prácticamente no ocurre en ácidos fuertes.

Si queremos escribir la ecuación de disociación de un ácido monobásico débil, debemos usar dos flechas en lugar de un signo en la ecuación. Este signo refleja la reversibilidad de la disociación de los ácidos débiles; en su caso, el proceso inverso de combinar cationes de hidrógeno con residuos ácidos es muy pronunciado:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Los ácidos polibásicos se disocian en pasos, es decir Los cationes de hidrógeno se separan de sus moléculas no simultáneamente, sino a su vez. Por esta razón, la disociación de dichos ácidos no se expresa mediante una, sino mediante varias ecuaciones, cuya cantidad es igual a la basicidad del ácido. Por ejemplo, la disociación del ácido fosfórico tribásico procede en tres etapas con separación alterna de cationes H +:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 -

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Cabe señalar que cada etapa posterior de disociación procede en menor medida que la anterior. Es decir, las moléculas de H 3 PO 4 se disocian mejor (en mayor medida) que los iones H 2 PO 4 - que, a su vez, se disocian mejor que los iones HPO 4 2-. Este fenómeno está asociado a un aumento de la carga de residuos ácidos, por lo que aumenta la fuerza de unión entre ellos y los iones H + positivos.

La excepción de los ácidos polibásicos es ácido sulfurico... Dado que este ácido se disocia bien en ambas etapas, está permitido escribir la ecuación de su disociación en una etapa:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Interacción de ácidos con metales

El séptimo punto en la clasificación de los ácidos, indicamos sus propiedades oxidantes. Se ha señalado que los ácidos son agentes oxidantes débiles y agentes oxidantes fuertes. La inmensa mayoría de los ácidos (casi todos excepto H 2 SO 4 (conc.) Y HNO 3) son agentes oxidantes débiles, ya que pueden mostrar su capacidad oxidante sólo debido a los cationes de hidrógeno. Dichos ácidos pueden oxidarse de metales solo aquellos que están en el rango de actividad a la izquierda del hidrógeno, mientras que la sal del metal correspondiente y el hidrógeno se forman como productos. Por ejemplo:

H 2 SO 4 (diluido) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

En cuanto a los agentes oxidantes ácidos fuertes, p. Ej. H 2 SO 4 (conc.) Y HNO 3, entonces la lista de metales sobre los que actúan es mucho más amplia, e incluye tanto a todos los metales antes del hidrógeno en la serie de actividad, como a casi todo lo que sigue. Es decir, ácido sulfúrico concentrado y Ácido nítrico cualquier concentración, por ejemplo, oxidará incluso metales de baja actividad como cobre, mercurio, plata. Con más detalle, la interacción del ácido nítrico y el sulfúrico concentrado con los metales, así como algunas otras sustancias debido a su especificidad, se discutirán por separado al final de este capítulo.

3. Interacción de ácidos con óxidos básicos y anfóteros.

Los ácidos reaccionan con óxidos básicos y anfóteros. El ácido silícico, al ser insoluble, no reacciona con óxidos básicos inactivos y óxidos anfóteros:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Interacción de ácidos con bases e hidróxidos anfóteros.

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al (OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Interacción de ácidos con sales.

Esta reacción ocurre cuando se forma un precipitado, gas o un ácido sustancialmente más débil que el que reacciona. Por ejemplo:

H 2 SO 4 + Ba (NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Propiedades oxidantes específicas de los ácidos nítrico y sulfúrico concentrado

Como se mencionó anteriormente, el ácido nítrico en cualquier concentración, así como el ácido sulfúrico exclusivamente en estado concentrado, son agentes oxidantes muy fuertes. En particular, a diferencia de otros ácidos, oxidan no solo los metales que se encuentran en el rango de actividad antes del hidrógeno, sino también prácticamente todos los metales posteriores (excepto el platino y el oro).

Por ejemplo, son capaces de oxidar cobre, plata y mercurio. Sin embargo, uno debe comprender firmemente el hecho de que varios metales (Fe, Cr, Al), a pesar de que son bastante activos (ubicados hasta el hidrógeno), no reaccionan con el HNO 3 concentrado y el H 2 SO concentrado. 4 sin calentamiento debido al fenómeno de pasivación: se forma una película protectora de productos de oxidación sólidos en la superficie de dichos metales, lo que no permite que las moléculas de ácido sulfúrico concentrado y ácido nítrico concentrado penetren profundamente en el metal para que prosiga la reacción. Sin embargo, con un fuerte calentamiento, la reacción continúa.

En el caso de interacción con metales, los productos indispensables son siempre la sal del metal correspondiente y el ácido utilizado, así como el agua. Además, siempre se lanza un tercer producto, cuya fórmula depende de muchos factores, en particular, como la actividad de los metales, así como la concentración de ácidos y la temperatura de las reacciones.

La alta capacidad oxidante de los ácidos sulfúrico concentrado y nítrico concentrado les permite reaccionar no solo con prácticamente todos los metales de un rango de actividad, sino incluso con muchos no metales sólidos, en particular, con fósforo, azufre, carbono. La siguiente tabla muestra claramente los productos de la interacción de los ácidos sulfúrico y nítrico con metales y no metales, dependiendo de la concentración:

7. Las propiedades reductoras de los ácidos anóxicos.

Todos los ácidos anóxicos (excepto el HF) pueden exhibir propiedades reductoras debido a elemento químico, que forma parte del anión, bajo la acción de varios oxidantes. Entonces, por ejemplo, todos los ácidos hidrohálicos (excepto el HF) se oxidan con dióxido de manganeso, permanganato de potasio, dicromato de potasio. En este caso, los iones de haluro se oxidan a halógenos libres:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

16HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Entre todos los ácidos hidrohálicos, el ácido yodhídrico tiene la mayor actividad reductora. A diferencia de otros ácidos hidrohálicos, incluso el óxido férrico y las sales pueden oxidarlo.

6HI ​​+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

El ácido sulfhídrico H 2 S también tiene una alta actividad reductora, incluso un agente oxidante como el dióxido de azufre puede oxidarlo.

Ácidos Se denominan sustancias complejas, cuyas moléculas incluyen átomos de hidrógeno que pueden ser reemplazados o intercambiados por átomos metálicos y un residuo ácido.

Según la presencia o ausencia de oxígeno en la molécula, los ácidos se dividen en que contienen oxígeno(H 2 SO 4 ácido sulfúrico, H 2 SO 3 ácido sulfuroso, HNO 3 ácido nítrico, H 3 PO 4 ácido fosfórico, H 2 CO 3 ácido carbónico, Ácido silícico H 2 SiO 3) y anóxico(Ácido fluorhídrico HF, ácido clorhídrico HCl ( ácido clorhídrico), Ácido bromhídrico HBr, ácido yodhídrico HI, ácido hidrosulfúrico H2S).

Dependiendo del número de átomos de hidrógeno en la molécula de ácido, hay monobásico (con 1 átomo de H), dibásico (con 2 átomos de H) y tribásico (con 3 átomos de H). Por ejemplo, el ácido nítrico HNO 3 es monobásico, ya que su molécula contiene un átomo de hidrógeno, ácido sulfúrico H 2 SO 4 – dibásico, etc.

Hay muy pocos compuestos inorgánicos que contengan cuatro átomos de hidrógeno que puedan ser reemplazados por un metal.

La parte de una molécula de ácido sin hidrógeno se llama residuo ácido.

Residuos ácidos puede consistir en un átomo (-Cl, -Br, -I) - estos son residuos ácidos simples, o pueden ser de un grupo de átomos (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - estos son residuos complejos.

En soluciones acuosas, los residuos ácidos no se destruyen durante las reacciones de intercambio y sustitución:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

La palabra anhídrido significa anhidro, es decir, ácido sin agua. Por ejemplo,

H 2 SO 4 - H 2 O → SO 3. Los ácidos anhidros no tienen anhídridos.

El nombre del ácido se deriva del nombre del elemento formador de ácido (acidificante) con la adición de las terminaciones "naya" y menos a menudo "vay": H 2 SO 4 - sulfúrico; H 2 SO 3 - carbón; H 2 SiO 3 - silicio, etc.

El elemento puede formar varios ácidos oxigenados. En este caso, las terminaciones indicadas en el nombre de los ácidos serán cuando el elemento exhiba la valencia más alta (hay un gran contenido de átomos de oxígeno en la molécula de ácido). Si el elemento exhibe la valencia más baja, la terminación en el nombre del ácido será "verdadera": HNO 3 - nítrico, HNO 2 - nitrogenado.

Los ácidos se pueden obtener disolviendo anhídridos en agua. Si los anhídridos son insolubles en agua, el ácido puede obtenerse mediante la acción de otro ácido más fuerte sobre la sal del ácido requerido. Este método es típico tanto para el oxígeno como para los ácidos anóxicos. Los ácidos anóxicos también se obtienen por síntesis directa a partir de hidrógeno y no metales, seguida de la disolución del compuesto resultante en agua:

H _ {2} + Cl _ {2} → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Las soluciones de las sustancias gaseosas resultantes HCl y H 2 S son ácidos.

En condiciones normales, los ácidos son líquidos y sólidos.

Propiedades químicas de los ácidos

Una solución de ácidos afecta los indicadores. Todos los ácidos (excepto el ácido silícico) son fácilmente solubles en agua. Sustancias especiales: los indicadores le permiten determinar la presencia de ácido.

Los indicadores son sustancias de estructura compleja. Cambian de color en función de la interacción con diferentes quimicos... En soluciones neutras, tienen un color, en soluciones base, otro. Al interactuar con un ácido, cambian de color: el indicador de naranja de metilo se vuelve rojo, el indicador de tornasol también se vuelve rojo.

Interactuar con bases con la formación de agua y sal, que contiene un residuo ácido inalterado (reacción de neutralización):

H 2 SO 4 + Ca (OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Interactuar con óxidos basados con la formación de agua y sal (reacción de neutralización). La sal contiene un residuo ácido del ácido que se usó en la reacción de neutralización:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interactuar con los metales. Para la interacción de ácidos con metales, se deben cumplir ciertas condiciones:

1. El metal debe ser suficientemente activo con respecto a los ácidos (en la fila de actividad del metal, debe ubicarse antes del hidrógeno). Cuanto más a la izquierda está el metal en la línea de actividad, más intensamente interactúa con los ácidos;

2. el ácido debe ser lo suficientemente fuerte (es decir, capaz de emitir iones de hidrógeno H +).

Cuando fluye reacciones químicasácido con metales, se forma sal y se libera hidrógeno (excepto por la interacción de metales con ácidos nítrico y sulfúrico concentrado):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

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